Закон объемных отношений. (Гей-Люссак, 1808 г.)

Атомно – молекулярное учение в химии. Относительные атомные и молекулярные массы. Методы их расчета и экспериментального определения. Эквивалент химического элемента. Эквиваленты простых и сложных веществ.

Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.

Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Другими словами, атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

В настоящее время известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.

Абсолютное большинство различных веществ состоит из молекул.

Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.

Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы: ~ 10-27 – 10-25 кг. В химии пользуются относительными значениями масс атомов (Ar, где r – «относительный», от англ. relative).

Относительная атомная масса – это масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12 часть массы атома нуклида: С

1 а.е.м. = 1/12 ma(C) = 1,993х10^-26кг/12 = 1,661х10^-27кг

Относительная атомная масса – величина безразмерная.

Соответственно, относительная молекулярная масса Mr вещества – это масса его молекулы, выраженная в а.е.м.

Единицей измерения количества вещества (n) является моль.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.

Число атомов NA в 0,012 кг углерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом:

Nа=0,012кг/моль /1,993х10^-26кг = 6,02х10^23моль^-1

Величина NA называется постоянной Авогадро.

Экспериментальные методы определения молекулярных масс разработаны главным образом для газов (паров) и растворов. В основе определения молекулярных масс газов (паров), лежит Авогадро закон. Известно, что объём 1 моля газа (пара) при нормальных условиях (0 °С, 1 атм) составляет около 22,4 л; поэтому, определив плотность газа (пара), можно найти число его молей, а следовательно, найти и молекулярную массу. В случае растворов для определения молекулярных масс чаще всего используют криоскопический и эбулиоскопический методы. Экспериментальные методы дают сведения о среднем значении молекулярной массы вещества. На практике обычно определяют среднюю молекулярную массу полимера, исследуя тем или иным методом его раствор. Свойства растворов могут зависеть от числа молекул, находящихся в растворе, от массовой (весовой) концентрации раствора и от других факторов. Если полимер состоит из неодинаковых молекул, то средние значения молекулярных масс, измеренные разными способами, будут различны. Так, понижение температуры замерзания (повышение температуры кипения) разбавленного раствора зависит только от числа содержащихся в нём молекул, а не от их размеров, поэтому криоскопический и эбулиоскопический методы позволяют находить средне-численную молекулярную массу полимера. Интенсивность света, рассеянного раствором полимера, зависит от массы вещества, находящегося в растворе, а не от числа молекул: поэтому метод, основанный на измерении интенсивности рассеянного света, используется для определения величины молекулярной массы полимера, усреднённой по массе.

Эквивалент – это реальная или условная частица элемента Х или вещества Х, которая равноценна по химическому действию одному атому Н2.

Моль – единица количества вещества. Молярные массы веществ. Молярный объем газообразных веществ. Молярная масса эквивалента вещества. Методы экспериментального определения молярных масс простых и сложных веществ и молярных масс эквивалентов простых и сложных веществ.

Вещества вступают в реакцию в строго определённых соотношениях. Например, чтобы получить вещество вода нужно взять столько водорода и кислорода, чтобы на каждые две молекулы водорода приходилась одна молекула кислорода: 2Н2 + O2 = 2Н2О

Чтобы получить вещество сульфид железа, нужно взять столько железа и серы, чтобы на каждый атом железа приходился один атом серы. Fe + S = FeS

Моль – это количество вещества, которое содержит столько структурных частиц (атомов, молекул), сколько атомов содержится в 12 г углерода.

Молярная масса – это масса одного моля вещества.

Обозначается – М. Измеряется в г/моль.

Молярная масса равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

М = m / v

где М – молярная масса вещества, v – количество вещества, т – масса вещества. v = m / М

Молярная масса – величина постоянная. Численное значение молярной массы соответствует значению относительной атомной или относительной молекулярной массы.

Экспериментально установлено, что 12 г углерода содержит 6•10^23 атомов. Значит один моль любого вещества, независимо от его агрегатного состояния содержит одинаковое число частиц – 6• 10^23. Число 6•1023 названо постоянной Авогадро в честь итальянского учёного 19 века и обозначается NА. Единицы измерения атомы/моль или молекулы/моль. Закон Авагадро: Равные объемы любых газов (при одинаковых температуре и давлении) содержат равное число молекул.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: если в равных объемах всех газов содержится одинаковое число молекул, то молекулярный вес (m) любого газа должен быть пропорционален его плотности: m = k•d (где d – плотность, k - некий коэффициент пропорциональности.

Коэффициент k оказывается не просто коэффициентом пропорциональности – он показывает, сколько литров занимает 1 моль любого газа.

1 МОЛЬ любого газа при нормальных условиях (н.у.) занимает объем 22,4 л.

Нормальными условиями (н.у.) считают температуру 0 оС (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па).

Итак, 22,4 л – МОЛЯРНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗОВ при нормальных условиях.

Основные стехиометрические законы в химии: закон постоянства состава, закон сохранения массы вещества, закон кратных отношений, закон эквивалентов, закон мольных отношений. Основные газовые законы: Гей-Люссака, Шарля и Бойля-Мариотта, закон Клапейрона-Менделеева, закон Авогадро и следствия из него.

Закон сохранения массы веществ Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.

В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции 2Н2+О2=2Н2О Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.

Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.

Закон кратных отношений (Д. Дальтон): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.

Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно - восстановительных реакциях.

Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных п Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3: 1: 2.родуктов, как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений (Ж.Л. Гей-Люссак, 1808): объемы газов, реагирующих друг с другом или образующихся в результате химической реакции, соотносятся как небольшие целые числа (например: 1:1, 1:2, 1:3 и т.д.)

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро вытекают два следствия:

1.Одинаковое количество молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; NA = 6,02∙1023 моль–1.

Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях(температура 273 К, давление 101,3 кПа); равен 22,4 л∙моль–1.

Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль–1.

Закон объемных отношений. (Гей-Люссак, 1808 г.)

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Примеры. a) 2CO + O2 --> 2CO2

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

b) При синтезе аммиака из элементов: n2 + 3h2 --> 2nh3

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Закон Бойля-Мариотта Количественное соотношение между объемом и давлением газа впервые установил Роберт Бойль в 1662 г.

* Закон Бойля-Мариотта гласит, что при постоянной температуре объем газа обратно пропорционален его давлению.

Этот закон применим к любому фиксированному количеству газа. Закон Бойля-Мариотта записывают в виде P2V2=P1V1 (1)

Такая запись позволяет, например, зная исходный объем газа V1 и его давление р вычислить давление р2 в новом объеме V2.