Главная

Популярная публикация

Научная публикация

Случайная публикация

Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Закон объемных отношений.




При одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа

(Ж. Гей-Люссак, 1805 г.). Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара. Эти числа совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. На этом законе основаны методы газового анализа, применяемого в промышленности.

Закон Авогадро.

Вравных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул

(А. Авогадро, 1811 г.). Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов например, таких, как водород, хлор, кислород, азот. Закон применим и для заряженных частиц в газовой фазе (электронов, ионов), если их концентрация невелика, а воздействием магнитных и электрических полей можно пренебречь.

1.1.5. Атомные и молекулярные массы. Масса всех частиц вещества составляет массу вещества. В химии, как правило, под массой подразумевают массу покоя. Масса характеризует инерционные и гравитационные свойства вещества, которые для массы покоя равны друг другу. Различают относительные массы и просто массы (абсолютные). Для измерения относительной атомной массы введена атомная единица массы (а. е. м.):

 

1a.e.м. = т ( С)/12 = 1,6606 ∙ 10-27 кг.

 

Относительной атомной массой элемента (сокращенно - атомной массой) называют отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1/12 массы атома изотопа углерода С. Относительная атомная масса - величина безразмерная и обозначается символом Аг. Подстрочный индекс «г» происходит от лат. Relatives -относительный. Относительные атомные массы кислорода и водорода равны АГ(О)=15,9994; Аг(Н)=1,00794. Относительные атомные массы известных элементов приведены в таблице «Периодическая система элементов Д.И.Менделеева».

Аналогично относительной молекулярной массой (сокращенно - молекулярной массой) вещества называют отношение средней массы вещества определенного формульного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к1/12 массы атома изотопа углерода С. Безразмерная величина - относительная молекулярная масса - обозначается символом Мг. Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна МГ2О) = 1,0079 ∙ 2 + 15,9994 = 18,0152.

Масса атома или молекулы любого вещества равна произведению относительной массы на атомную единицу массы:

т (атома) = Аг ∙ 1(а. е. м.); т (молекулы) = Мг ∙ 1(а. е. м.).

1.1.6. Количество вещества. Любое вещество состоит из определенных структурных единиц. Например, поваренная соль, хлорид натрия, состоит из условных молекул кристаллического вещества NаСL, газ метан - из отдельных молекул СH4. Такие структурные единицы принято называть формульными единицами и обозначать как ФЕ. Формульные единицы - это реально существующие частицы, представляющие собой электроны, атомы, молекулы, ионы, условные молекулы кристаллических веществ и полимеров и др. Для характеристики числа частиц вводится понятие количества вещества. Количество вещества В - это физическая величина, указывающая на число формульных единиц вещества относительно постоянной Авогадро. Обозначается количество вещества символом nB или n(В):

nB = NФЕ/NA,

где NФЕ число частиц вещества В, NA - постоянная Авогадро, которую в практических расчетах принимают равной NA = 6,02 • 1023. Постоянная Авогадро, в свою очередь, показывает число атомов, содержащихся в 12 г изотопа углерода вещества, которое содержит столько ФЕ, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода С. Кратко говоря, моль - количество вещества, содержащее число его формульных единиц, равное постоянной Авогадро. Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, следует различать моль атомов Н, моль молекул H2, моль ионов Н+, моль электронов е-.

1.1.7. Молярная масса и молярный объем вещества. Молярная масса - масса моля ФЕ вещества. Она рассчитывается через массу и количество вещества по формуле:

МB = mB/nB (1)

Молярную массу обычно выражают в г/моль. Поскольку в одном моле любого вещества содержится одинаковое число структурных единиц, то молярная масса вещества пропорциональна массе соответствующей структурной единицы, т. е. относительной молекулярной (или атомной) массе данного вещества:

М = К ∙ Мг,

где К - коэффициент пропорциональности, равный 1 г/моль. В самом деле, для изотопа углерода С Аг = 12, а молярная масса атомов (по определению понятия «моль») равна 12 г/моль. Следовательно, численные значения двух масс совпадают, а значит, К = 1. Отсюда следует, что молярная масса вещества, выраженная в граммах на моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, молярная масса атомарного водорода равна 1,008 г/моль, молекулярного водорода — 2,016 г/моль, молекулярного кислорода - 31,999 г/моль.

Согласно закону Авогадро одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое число частиц. Отсюда следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем. Нетрудно рассчитать, какой объем занимает один моль газа при нормальных условиях, т. е. при нормальном атмосферном давлении (101,325 кПа) и температуре 273 К. Например, экспериментально установлено, что масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г. Следовательно, объем, занимаемый при тех же условиях одним молем кислорода (32 г), составит 32: 1,43 = 22,4 л. То же число получим, рассчитав объем одного моля водорода, диоксида углерода и т. д. Отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству называется молярным объемом вещества. Как следует из изложенного, при нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль (точнее, Vn = 22,414 л/моль). Это утверждение справедливо для такого газа, когда другими видами взаимодействия его молекул между собой, кроме их упругого столкновения, можно пренебречь. Такие газы называются идеальными. Для неидеальных газов, называемых реальными, молярные объемы различны и несколько отличаются от точного значения. Однако в большинстве случаев различие сказывается лишь в четвертой и последующих значащих цифрах.

 

1.1.8. Определение молярных масс веществ, находящихся в газообразном состоянии. Для определения относительной молекулярной массы вещества обычно находят численно равную ей молярную массу вещества (в г/моль). Если вещество находится в газообразном состоянии, то его молярная масса может быть найдена с помощью закона Авогадро. По этому закону равные объемы газов, взятых при одинаковой температуре и одинаковом давлении, содержат равное число молекул. Отсюда следует, что массы двух газов, взятых в одинаковых объемах, должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы или как численно равные их молярные массы:

 

m1/m2 = М12,

 

здесь m1 и m2 - массы, а M1и М2 - молярные массы первого и второго газов.

Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа ко второму. Например, при нормальных условиях масса диоксида углерода в объеме 1 л равна 1,98 г, а масса водорода в том же объеме и при тех же условиях - 0,09 г, откуда плотность оксида углерода по водороду составит: 1,98: 0,09 = 22.

Обозначим относительную плотность газа m1/m2 буквой D. Тогда

 

D = М12,

 

Откуда

M1 = D · M2.

 

Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молярную массу второго газа.

Часто плотности различных газов определяют по отношению к водороду, как самому легкому из всех газов. Поскольку молярная масса водорода с точностью до сотых равна 2 г/моль, то в этом случае уравнение для расчета молярных масс принимает вид

 

M1 = 2 · D.

Вычисляя, например, по этому уравнению молярную массу диоксида углерода, плотность которого по водороду, как указано выше, равна 22, находим

М1 = 2 · 22 = 44 г/моль.

Нередко также молярную массу газа вычисляют, исходя из его плотности по воздуху. Хотя воздух представляет собой смесь нескольких газов, все же можно говорить о средней молярной массе воздуха, определенной из плотности воздуха по водороду. Найденная таким путем молярная масса воздуха равна 29 г/моль. Обозначив плотность исследуемого газа по воздуху через Dвозд. получим следующее уравнение для вычисления молярных масс:

М1 = 29 · Dвозд

Молярную массу вещества (а следовательно, и его относительную молекулярную массу) можно определить и другим способом, используя понятие о молярном объеме вещества в газообразном состоянии. Для этого находят объем, занимаемый при нормальных условиях определенной массой данного вещества в газообразном состоянии, а затем вычисляют массу 22,4 л этого вещества при тех же условиях. Полученная величина и выражает молярную массу вещества.

Пример. 0,7924 г хлора при 0°С и давлении 101,325 кПа занимают объем, равный 250 мл. Вычислить относительную молекулярную массу хлора. Находим массу хлора, содержащегося в объеме 22,4 л (22400 мл): т = 22400 · 0,7924/250 ≈ 71 г. Следовательно, молярная масса хлора равна 71 г/моль, а относительная молекулярная масса хлора равна 71.

Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объема газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением, объединяющим газовые законы Бойля - Мариотта и Гей-Люссака:

рV/Т = р0V00.

Здесь V - объем газа при давлении р и температуре Т; V0 - объем газа при нормальном давлении р0 (101,325 кПа) и температуре Т0 (273,15 К ).

Молярные массы газов можно вычислить также, пользуясь уравнением идеального газа – уравнением Клайперона – Менделеева:

 

pV = mBRT/MB,

где р - давление газа, Па; V - его объем, м3; тB - масса вещества, г; МB -- его молярная масса, г/моль; Т - абсолютная температура, К; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль-К).

Если объем и давление газа выражены в других единицах измерения, то значение газовой постоянной в уравнении Клапейрона - Менделеева примет другое значение. Оно может быть рассчитано по формуле, вытекающей из объединенного закона газового состояния для моля вещества при нормальных условиях:

 

К = (p0 · V0/T0) для одного моля газа

 

Пример. Какое значение газовой постоянной следует взять для расчета параметров газа, взятого при давлении 10 атм в объеме 100 л? Находим значение газовой постоянной исходя из того, что нормальные условия - это такие условия, когда p0 101,3 кПа 760 мм рт. ст. 1 торр 100 бар 1 атм. Объем же, занимаемый 1 молем газа при нормальных условиях, равен Vо ≈ 22,4 л, температура Т0 273 К. Тогда R = 1 · 22,4/273 = 0,082 атм · л/(моль·К).

Описанными способами можно определять молярные массы не только газов, но и всех веществ, переходящих при нагревании (без разложения) в газообразное состояние. Для этого навеску исследуемого вещества превращают в пар и измеряют его объем, температуру и давление. Последующие вычисления производят так же, как и при определении молярных масс газов. Молярные массы, определенные этими способами, не вполне точны, потому что рассмотренные газовые законы и уравнение Клапейрона - Менделеева строго справедливы лишь при очень малых давлениях. Более точно молярные массы вычисляют на основании данных анализа вещества.

1.1.9. Парциальное давление газа. При определении молекулярных масс газов очень часто приходится измерять объем газа, собранного над водой и потому насыщенного водяным паром. Определяя в этом случае давление газа, необходимо вводить поправку на парциальное давление водяного пара. При обычных условиях различные газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. При этом каждый газ, входящий в состав смеси, характеризуется своим парциальным давлением. Оно представляет собой то давление (рi), которое производило бы имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.

Установленный Дальтоном закон парциальных давлений гласит:

давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.

Пусть над водой собрано 570 мл газа при температуре 20 °С и давлении 104,1 кПа. Это давление складывается из двух величин - парциального давления самого газа и давления насыщенного водяного пара. Последнее при каждой температуре имеет вполне определенную величину, в частности при 20°С оно равно 2,34 кПа. Следовательно, парциальное давление газа в данном случае равно 104,1 - 2,34 = 101,76 кПа. Приводя измеренный объем газа к нормальным условиям, следует подставить в уравнение не общее давление газовой смеси ( 104,1кПа), а парциальное давление газа (101,76 кПа):

 

V0 =

 

Если не учитывать поправку на давление паров воды, то вместо найденного объема получим Vо = мл. Ошибка составит 13 мл, т. е. около 2,5%, что можно допустить только при ориентировочных расчетах.

Все рассмотренные газовые законы, - закон Дальтона, закон простых объемных отношений Гей - Люссака и закон Авогадро, - приближенные законы. Они строго соблюдаются при очень малых давлениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно больше их собственных размеров, и взаимодействие молекул друг с другом практически отсутствует. При обычных невысоких давлениях они соблюдаются приближенно, а при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от этих законов. Понижение температуры также увеличивает отклонения.

1.1.10. Эквивалент. Количество вещества эквивалентов. Закон эквивалентов. Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента (слово «эквивалентный» в переводе означает «равноценный»). Эквивалентом называют условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем соответствующие им формульные единицы. В формульной единице вещества может содержаться 1, 2, 3,..., в общем случае zB, эквивалентов вещества. Число zBназывают эквивалентным числом или числом эквивалентности. Эквивалентное число зависит от природы реагирующих веществ, типа и степени осуществления химической реакции. Поэтому различают эквивалентные числа элемента в составе соединения, отдельных групп, ионов и молекул. В обменных реакциях эквивалентное число вещества определяют по стехиометрии реакции.

Пример. Для реакции

 

К2НР04 + КОН = К3Р04 + Н20

 

на 1 ФЕ гидрофосфата калия требуется 1 ФЕ гидроксида калия, то z(К2НР04) = 1; вреакции

 

К2НР04 + 2НС1 = Н3Р04 + 2КС1

 

на 1 ФЕ гидрофосфата калия требуется уже 2 ФЕ хлороводорода, значит, z(К2НР04) = 2; а в реакции

 

К2НР04 + ЗLiВг = ↓Li3Р04 + 2КВг + НВг

z(К2НР04) = 3, так как на 1 ФЕ гидрофосфата калия потребовалось 3 ФЕ бромида лития.

 

В общем случае для обменной реакции

 

ν аА + ν bВ = νcС + νdD

эквивалентное число рассчитывается по стехиометрии реакции:

 

zа = ν b/ νa.

 

В окислительно-восстановительных реакциях значения эквивалентного числа окислителя и восстановителя определяют по числу электронов, которые принимает 1 ФЕ окислителя или принимает 1 ФЕ восстановителя.

Если известно количество вещества, то количество вещества эквивалентов всегда в число эквивалентности раз больше (или равно) количества вещества:

 

n э к (В) = zB · nB. (2)

 

В практических расчетах наиболее часто пользуются молярной массой эквивалентов. Молярной массой эквивалентов вещества В называется отношение массы вещества В к его количеству вещества эквивалентов:

 

МЭК(В) = mB/nэк(В).

 

Учитывая при этом соотношения (1) и (2), получается другая формула:

 

МЭК(В) = МB/zB.

Пример. В соединениях НС1, Н2S, NH3, СН4 эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен, соответственно, 1 моль, 1/2 моля,!/з моля,!/4 моля. Это следует из того, что атомы перечисленных элементов в соединениях присоединили от одного до четырех атомов водорода, эквивалент которого равен 1 молю. В приведенных соединениях молярные массы эквивалентов хлора, серы, азота, углерода, соответственно, равны 34,45 г/моль, 32/2 = 16 г/моль, 14/3 = 4,67 г/моль, 12/4 = 3 г/моль.

Молярную массу эквивалентов вещества можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, молярная масса эквивалентов которого известна.

Пример. При соединении 1,50 г натрия с избытком хлора образовалось 3,81 г хлорида натрия. Найти молярную массу эквивалентов натрия, если известно, что молярная масса эквивалентов хлора равна 35,45 г/моль. Из данных задачи следует, что в хлориде натрия на 1,50 г натрия приходится 3,81 - 1,50 = 2,31 г хлора. Следовательно,

 

1,50 г натрия эквивалентны 2,31 г хлора

Mэк(Na) г/моль натрия эквивалентны 35,45 г/моль хлора

 

Отсюда:

 

Mэк(Na) = 1,50 · 35,45/2,31 = 23,0 г/моль.

 

Молярная масса атомов натрия (численно совпадающая с относительной атомной массой натрия) равна 23,0 г/моль. Следовательно, молярная масса и молярная масса эквивалентов натрия совпадают, откуда эквивалент натрия равен 1 моль.

Многие элементы образуют несколько соединений друг с другом. Из этого следует, что эквивалент элемента и его молярная масса эквивалентов могут иметь различные значения, смотря по тому, из состава какого соединения они были вычислены. Но во всех таких случаях различные эквиваленты (или молярные массы эквивалентов) одного и того же элемента относятся друг к другу, как небольшие целые числа. Например, молярные массы эквивалентов углерода, вычисленные исходя из состава диоксида и оксида углерода, равны соответственно 3 г/моль и 6 г/моль; отношение этих величин равно 1: 2. В подавляющем большинстве соединений молярная масса эквивалентов водорода равна 1, а кислорода - 8 г/моль.

Наряду с понятием молярной массы эквивалентов вещества иногда удобно пользоваться понятием объема эквивалентов газообразного вещества В. Данный объем рассчитывается как молярный объем данного газа, деленный на число эквивалентности вещества:

Vэк (В) = Vn/zB.

 

Например, при нормальных условиях объем эквивалентов водорода равен 11,2 л/моль, кислорода - 5,6 л/моль.

Понятие об эквивалентах, молярных массах эквивалентов и объемах эквивалентов газообразного вещества распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такой расчет возможен благодаря закону эквивалентов:

вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам

(В. Рихтер, 1793 г.):

 

nэк (А) = nэк (В).

 

При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ прoпорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):

 

тАB = МЭК(А)/МЭК(В)

 

или

 

Va/Vb = VЭK(A)/VЭK(B) и mA/VB = МЭК(А)/УЭК(В).

Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим, расчеты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в химических реакциях называются стехиометрическими расчетами. В основе их лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а также газовые законы - объемных отношений и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии.






Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2024 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных