Основные количественные законы химии

Введение

Химия изучает химическую форму движения материи, под которой понимают качественное изменение веществ, т.е. превращение одних веществ в другие. При химических процессах происходит обмен атомами между разными веществами, перераспределение электронов между атомами, разрушение одних соединений и возникновение других. В результате химических процессов возникают новые вещества с новыми химическими и физическими свойствами. Таким образом, химия – это наука о веществах и законах их превращений. Современная химия – это разветвленная система многих наук: общей, неорганической, органической, физической, аналитической химии, электрохимии, биохимии и т.д. В настоящее время известно около 1 млн. неорганических и более 20 млн. органических соединений.

Теоретическая часть

1.1 Атомно - молекулярное учение

Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 114 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атома вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов. В состав протонов и нейтронов входят элементарные частицы - кварки.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом.

A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа, обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, в каком соотношении соединены между собой атомы в молекуле.

Cложные вещества -- вещества, которые состоят из молекул, построенных из атомов разных элементов. Примеры: соль, сахар, диоксид углерода, бензин, вода и т.д.

Международная единица атомных масс равна ¹/₁₂ массы изотопа ¹²C - основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = ¹/₁₂ ∙ m (¹²C) = 1,66057 ∙ 10^-27 (кг).

Относительная атомная масса (A_r) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к ¹/₁₂ массы атома ¹²C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

A_r(Mg) = 24,312

m _(Mg) = 24,312 ∙ 1,66057 ∙ 10^-24 = 4,037 ∙ 10^-27 (кг).

Относительная молекулярная масса (M_r) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше ¹/₁₂ массы атома углерода ¹²C.

M_г = m_г / (¹/₁₂ m_а(¹²C)),

где m_r - масса молекулы данного вещества;

m_а(¹²C) - масса атома углерода ¹²C.

M_г = Σ A_г(э).

Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов

Абсолютная масса молекулыравна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

Моль – количество вещества, содержащего столько реальных частиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа ¹²C.

Молярная масса M(x) – масса одного моля вещества. По абсолютному значению она равна для простых веществ относительной атомной массе A_r (x), для сложных веществ – относительной молекулярной массе M_r (x), но выражена в г/моль или кг/моль.

Примеры записи : M_r (HCL) = 36,46 и M(HCL) = 36,46 г/моль;

A_r (Br) = 79,91 и М (Вr) = 79,91 г/моль.

Реальные частицы – это атомы, молекулы, ионы, электроны, радикалы и т.д.

Условные частицы– это какая-то часть реальной частицы, например, 1/5 молекулы.

Основные количественные законы химии

1.2.1 Закон сохранения массы и энергии

Этот закон был сформулирован М.В. Ломоносовым еще в 1748г.: масса и энергия веществ, вступивших в реакцию, равна массе и энергии веществ, полученных в результате реакции.

Современная формулировка гласит: «в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна».

, (1.1)

где с - скорость света в вакууме, равная м/c.

В 1905 году Альберт Эйнштейн доказал, что это уравнение справедливо для любых форм материи.

1.2.2 Закон постоянства состава (1807 г, Ж. Пруст и

К. Л. Бертолле):

Каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способов его получения.

В 1912-1913 гг. Н.С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава, которые называют бертоллидами. Соединения постоянного состава называют дальтонидами.

В связи с наличием соединений переменного состава современная формулировка закона постоянства состава содержит уточнения:

состав соединений молекулярного строения, то есть состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения;

состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

1.2.3 Закон эквивалентов

В результате работ И. Рихтера был открыт закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Смысл этого закона заключается в том, что моль эквивалентов одного вещества реагирует точно с молем эквивалентов другого вещества, а n молей эквивалентов одного вещества – с n молями эквивалентов другого вещества.

Математически закон эквивалентов можно записать следующим образом :

= , (1.2)

где m_a – масса вещества А,

m_в – масса вещества В,

М_э(А) – молярная масса эквивалента вещества А,

М_э(В) – молярная масса эквивалента вещества В

В тех случаях, когда в реакции участвуют газы, целесообразнее выражать закон эквивалентов не через единицы массы, а через объёмы, т.к. объём газа при постоянных температуре и давлении прямо пропорционален его массе :

= , (1.3)

где V - объём газа А при нормальных условиях,

V - объём газа В при нормальных условиях,

V (А) – эквивалентный объём газа А при нормальных условиях,

V (В) – эквивалентный объём газа В при нормальных условиях.

В химической практике встречаются случаи, когда одно из реагирующих веществ находится в твёрдом состоянии, а второе – в газообразном. В этом случае закон эквивалентов можно выразить формулой :

= . (1.4)

Фактор эквивалентности f_Э(х) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалента одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Молярная масса эквивалента вещества Х –(М_Э (х))- масса одного моля эквивалента этого вещества. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х:

М_э(х)=f_э(х)^.М(х) .

Пример. Дано: f_э (Н₂ С₂ О₄ )=1/2,

М(Н₂ С₂О₄ ) =90 г/моль,

тогда М_Э (Н₂С₂О₄) =1/2^. 90=45 г/моль

Количество вещества эквивалента -n_э (х) - количество вещества в молях, в котором частицами являются эквиваленты. Его находят как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента вещества:

n_э(х)= . (1.5)

Эквивалентный объем или объем моля эквивалентов V_э(х) – это объём, который занимает один моль эквивалентов газообразного вещества при нормальных условиях (н.у.).

1.2.4 Закон кратных отношений

Закон, предложенный Д. Дальтоном (1803) гласит: если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие же массы другого, которые относятся между собой как простые числа (N₂O, NO, N₂O₃).

1.2.5 Закон объемных отношений

Если газообразные вещества взаимодействуют между собой, то их объемы относятся между собой, как стехиометрические коэффициенты уравнения реакций. 2Н_{2 (г)}+ О_2(г) = 2Н₂О_(г).

1.2.6 Закон Авагадро

В равных объемах газа при одинаковых условиях содержится одинаковое число молей.

Количество молей вещества n(x) находят как отношение массы вещества m к его молярной массе M(x):

n(x)= . (1.6)

Следствия из закона Авогадро:

1) один моль газообразного вещества при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л;

2) один моль газообразного вещества содержит одно и то же число молекул, равное 6,023 10²³ (число Авогадро);

3) зная массы или молярные массы газообразного вещества можно найти относительную плотность. Это отношение массы m_А данного газа к массе m_В другого газа, взятого в том же объеме при той же температуре и давлении,

, (1.7)

где ρ_А, ρ_В – плотности веществ А и В, г/см³.

1.2.7 Газовые законы

1. При постоянной температуре T=const (изотермический процесс) давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:

pV = const. (1.8)

(закон Р. Бойля и Э. Мариотта).

2. При постоянном давлении р = const (изобарический процесс) изменение объема газа прямо пропорционально абсолютной температуре:

V/T = const. (1.9)

(закон Ж. Гей-Люссака).

3. При постоянном объеме V = const (изохорический процесс) изменение давления прямо пропорционально абсолютной температуре:

p/T = const. (1.10)

(закон Ж. Шарля).

4. Обобщенное уравнение газового состояния:

pV/Т = const. (1.11)

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: