Решение типовых задач

1.Вычисления с использованием понятий «моль, мольная масса»

Пример 1. Вычислите массу серной кислоты, взятую количеством вещества 0,25 моль.

Решение: , .

где m – масса вещества;

n – количество вещества (моль):

М – молярная масса.

 

=98 г/моль×0,25 моль = 24,5 г

Пример 2. Вычислите количество вещества цинка в образце массой 2,6 г.

Решение: Относительная атомная масса (Аг) цинка равна 65, следовательно молярная масса цинка равна 65 г/моль, т.е М_(Zn) = 65 г/моль. Вычисляем количество вещества цинка в образце по формуле:

 

 

Пример 3. Вычислите массу иодида натрия NaJ, если количество вещества его равно 0,02 моль.

Решение: 1.Рассчитываем относительную молекулярную массу иодида натрия

Mr_(NaJ) = Ar_(Na) + Ar_(J); Mr_(NaJ) = 23 + 127 = 150

 

Молярная масса иодида натрия М(NaJ) = 150 г/моль.

2. Определяем массу иодида натрия по формуле:

 

m_(NaJ) = n_(NaJ)×M_(NaJ); m_(NaJ) = 0,02 моль×150 г/моль = 3 г

 

Законы химии

Закон сохранения массы.

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Закон сохранения энергии.

Энергия системы, включающей вещества, вступивших в реакцию, равна энергии системы, включающей вещества, образовавшиеся в результате реакции.

Следствием закона сохранения энергии является открытый А. Лавуазье принцип, в соответствии с которым тепловые эффекты прямого и обратного процессов равны по абсолютной величине, но противоположны по направлению.

Закон кратных отношений был сформулирован английским ученым Дальтоном (1808 г):

Если два элемента образуют несколько химических соединений, то на одно и то же количество одного из них приходятся такие количества другого, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа.

 

	N2O	NO	N2O3	NO2	N2O5
Количество весовых частей азота
Количество весовых частей кислорода	0,57	1,14	1,71	2,28	2,85
Отношение между количествами кислорода в оксидах	0,57:1,14: 1,71:2,28:2,85 = 1:2:3:4:5

 

Закон постоянства состава был сформулирован французским ученым Прустом (1808г).

Каким бы путем ни было получено данное химическое соединение, количественный состав его всегда останется одним и тем же.

Действительно, как бы, например, ни получалась вода при горении ли водорода в кислороде: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О или разложении Са(ОН)₂: Са(ОН)₂ СаО + Н₂О и т.д. отношение массы водорода и кислорода в ней всегда остается равным» 1: 8.

Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных весовых отношениях. Поэтому вместе с установлением этого закона в химию было введено понятие эквивалента элемента.

Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов.

Эквивалент (Э) – это такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Один моль эквивалентов содержит столько эквивалентов, сколько атомов содержится в 0,012 кг (12 г) углерода 12. Масса моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента (М_Э = г/моль).

Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой (m_Э).

Таким образом, эквиваленты выражаются в а.е.м., а эквивалентные массы – в г/моль.

Эквивалент элемента рассчитывают по формуле:

 

 

где А – атомная масса элемента;

В – степень окисления.

Элемент с переменной степенью окисления имеет несколько значений эквивалента.

Например, эквиваленты азота в соединениях равны соответственно: _{+2 +3 +5}

NO, N₂O₃, N₂O₅

 

Эквиваленты сложных веществ рассчитывают по формуле:

 

где Мг – молекулярная масса вещества;

В – заряд функциональной группы;

n – число функциональных групп в молекуле.

Функциональными группами являются:

а) для солей – ионы металла (Меⁿ⁺);

б) для кислот – ионы водорода (Н⁺);

в) для оснований – гидроксид – ионы (ОН^-)

Поэтому эквивалент основания

 

 

 

 

Эквивалент соли равен молекулярной массе этой соли, деленной на произведение числа ионов металла и его заряда:

 

 

Эквивалент химического соединения можно определять как сумму эквивалентов, составляющих его частей:

а) эквивалент основания равен сумме эквивалентов металла и группы ОН^-;

б) эквивалент соли равен сумме эквивалентов металла и кислотного остатка;

в) эквивалент оксида равен сумме эквивалентов металла (или неметалла) и кислорода.

В уравнениях эквивалент может иметь различные значения. Это зависит от того в какую реакцию обмена вступит это вещество:

 

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O;

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O;

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O;

 

В окислительно-восстановительной реакции эквивалент вещества равен его молекулярной массе деленной на число потерянных (или приобретенных) одной молекулой электронов:

 

_{0 +1 +2 0}

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂

^{РАЗБАВЛ.}

B Mg⁰ – 2e ®Mg²⁺ 2

O 2H⁺ + 2e = H₂ 2

 

_{0 +6 +2 -2}

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

^КОНЦ.

B Mg⁰ – 2e ®Mg²⁺ 8

O S⁺⁶ + 8e = S^-2 2

 

Вещества реагируют друг с другом в эквивалентных соотношениях. Эта закономерность была сформулирована немецким физиком Рихтером в 1794 году под названием закона эквивалентов:

Массы и объемы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам:

 

Объем, занимаемый при данных условиях эквивалентной массой газообразного вещества, называется эквивалентным объемом.

Мольный объем (объем, занимаемый при данных условиях мольной массой газообразного вещества) любого газа при нормальных условиях равен 22,4 л.

 

= 2 г/моль; =1 г/моль.

= 2 г/моль занимает объем 22,4 л;

= 1 г/моль занимает объем 11,2 л;

= 32 г/моль занимает объем 22,4 л;

= 8 г/моль занимает объем 5,6 л

 

В тех случаях, когда в реакции участвуют газы закон эквивалентов выражается следующим соотношением:

 

,

 

где и – объемы 1–го и 2–го газов;

и – эквивалентные объемы (объемы моля эквивалентов) 1–го и 2–го газов.

Если же одно из реагирующих веществ находится в твердом состоянии, а другое в газообразном, то закон эквивалентов выражается следующим равенством:

 

 

где m – масса твердого вещества;

M_Э – молярная масса эквивалента твердого вещества;

V – объем газообразного вещества;

– эквивалентный объем.

Раствор, содержащий один моль эквивалентов вещества в литре, называется “нормальным”.

Нормальная концентрация раствора выражается в моль/л и обозначается “Н”.

Закон эквивалентов для реакции mА + nВ = АmВn, протекающей в растворе, можно записать следующим образом:

V_A×N_A = V_B×N_B

 

где V_A и V_B – объемы реагирующих растворов;

N_A и N_B – их нормальные концентрации.