Закон постоянства состава

Этот закон был открыт французским ученым Ж.Прустом в 1801 г.:

● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO₂, т.е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1.

Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона.

Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава(чаще всего это - оксиды, сульфиды, нитриды гидриды и т.д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO_0.8–1.2 и TiO_1.9–2.0.

Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства.

Закон эквивалентов

Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И.Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Позднее Д.Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента.

● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Для решения некоторых химических задач пользуются другой формулировкой этого закона:

● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

m_A/m_B = Э_А/Э_В,

где m_A и m_B – массы реагирующих веществ А и В,

Э_А и Э_В – эквивалентные массы этих веществ.

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Закон объемных отношений Гей-Люссака.

Гей-Люссак, изучая взаимодействие газообразных веществ, вывел следующий закон:

● Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам получающихся газов как небольшие целые числа.

Например, один объем водорода реагирует с одним объемом хлора и получаются два объема хлороводорода: H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Закон Авогадро.

Объяснил эти простые отношения между объемами газов при химических реакциях итальянский физик А.Авогадро в 1811 г.:

● Равные объемы любых газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Это означает, что объем газа при заданных условиях не зависит от химической природы газа, а определяется только числом частиц. Этот закон хорошо объяснял экспериментальные факты. Например, из одного объема хлора и одного объема водорода можно получить два объема хлороводорода только в том случае, если молекулы хлора и водорода «раскалываются» пополам, давая начало двум новым молекулам. А это означает, что молекулы хлора и водорода должны состоять из нескольких атомов, число атомов должно быть четным и минимальное их количество равно двум:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Если согласно закону Авогадро в равных объемах газов при одинаковых условиях имеется одинаковое число молекул, то можно сделать и обратное заключение – одинаковое число молекул любого газа при равных условиях занимает один и тот же объем. С другой стороны, один моль любого вещества содержит одинаковое количество молекул (по определению), следовательно, один моль любого газообразного вещества при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

Из законов объемных отношений Гей-Люссака и Авогадро вытекают важные следствия:

1. Объем одного моля любого газа при нормальных условия* составляет 22,4 л (точнее 22,414 л) и называется молярным объемом.

Задача 1. Вычислить объем следующих газов при нормальных условиях (н.у.), если взято; а) 2 моль азота; б) 56 г азота.

Решение. а) Для расчета объема газа через количество вещества используем уравнение

V = V_M ∙ ν,

тогда V (N₂) = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.

Причем, исходя из первого следствия из закона Авогадро, такой объем будут занимать 2 моль любогогаза при данных условиях.

б) Чтобы воспользоваться этим же уравнением, необходимо сначала рассчитать, какое число молей соответствует 56 г азота (молярная масса азота равна 28 г/моль)

ν = m/M = 56 г /28 г/моль = 2 моль,

тогда V (N₂) = V_M ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.

Ответ: а) 2 моль азота занимают объем 44,8 л;

б) 56 г азота занимают объем 44,8 л.

Задача 2. При одинаковых условиях имеются 1 л водорода и 3 л аммиака. Какое число молекул содержится в данных объемах этих газов?

Решение. Так как, один моль любого вещества содержит 6,02∙10²³ молекул, атомов или других структурных единиц, а с другой стороны один моль любого газа при н.у. занимают объем 22,4 л, тогда можно определить, сколько молекул содержится в 1 литре водорода при н.у.:

22,4 л водорода содержат 6,02∙10²³ молекул

1 л водорода содержит N молекул,

отсюда N = 1л ∙ 6,02∙10²³ молекул/22,4 л = 2,69 ∙10²² молекул водорода.

Согласно закону Авогадро в равных объемах различных газов содержится одинаковое число молекул, следовательно, в 1 литре аммиака при тех же условиях также будет содержаться 2,69 ∙10²² молекул, а в трех литрах аммиака, соответственно, в 3 раза больше:

N = 3 ∙ 2,69 ∙10²² молекул = 8,08∙10²² молекул аммиака.

Ответ: в 1 л водорода содержится 2,69 ∙10²² молекул водорода, а в трех литрах аммиака - 8,08∙10²² молекул аммиака.

Задача 3. Какую массу будет иметь азот объемом 30 л при нормальных условиях?

Решение. Молярный объем газа при н.у. составляет V_M = 22,4 л/моль. В соответствии с формулой V_M = V / ν, можно рассчитать количество вещества молекулярного азота

V (N₂) = V_M ∙ ν,

где ν = V / V_M = 30/22,4 = 1,34 моль.

Определяем массу азота:

m (N₂) = M(N₂) ∙ ν (N₂),

m (N₂) = 28 ∙ 1,34 = 37,52 г.

Ответ: 30 л азота при нормальных условиях имеют массу 37,52 г.

Задача 4. Какой объем займет при температуре 20^оС и давлении 250 кПа амммиак массой 51 г?

Решение. Объем аммиака при нормальных условиях найдем по формуле

V_о = V_M ∙ ν (NH₃).

Определяем количество вещества аммиака:

ν (NH₃)= m / M(NH₃) = 51/17 = 3 моль.

Тогда V_о = V_M ∙ ν (NH₃) = 22,4 ∙ 3 = 67,2 л.

Используя формулу PV /T = P_oV_o/T_o, выведем из нее формулу для расчета объема газа при условиях, отличных от нормальных:

V(NH₃) = P_oV_o T / T_o P.

Подставляем данные из условия задачи: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения; температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 20 = 293 К:

V(NH₃) = 101,3 ∙67,3 ∙293 / 250 ∙273 = 29,2 л.

Ответ. При данных условиях 51 г аммиака занимают объем 29,2 л.

Задача 5. При температуре 25^оС и давлении 99,3 кПа некоторое количество газа занимает объем 152 мл. Определить, какой объем займет это же количество газа при 0^оС и давлении 101,3 кПа.

Решение. Воспользуемся уравнением, которое объединяет газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака

PV /T = P_oV_o/T_o,

Выведем из него формулу для расчета объема газа при нормальных условиях V_о = P V Т_о/ P_o T.

Подставляем данные задачи в это уравнение: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения, температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 25 = 298 К, тогда

V_о = 99,3 кПа ∙152 мл ∙273 К/101,3 кПа∙298 К = 136,5 мл.

Ответ: при н. у. (давление 101,3 кПа и температура 0^oС) объем - 136,5 мл.

Задача 6. Определить плотность бромоводорода по водороду и по воздуху.

Решение. Для нахождения относительной плотности газа необходимо знать молярные массы этих газов: М(НВr) = 81 г/моль, М(Н₂) = 2 г/моль. Воздух – это смесь газов, в основном кислорода и азота. Зная объемные доли этих газов в воздухе, можно рассчитать его среднюю молярную массу. Обычно она принимается равной 29 г/моль.

Определяем относительную плотность бромоводорода по водороду:

D_H2 (НВr) = M (НВr)/ M (Н₂);

D_H2 (НВr) = 81/2 = 40,5.

Находим плотность бромоводорода по воздуху:

D_возд (НВr) = M (НВr)/ M (возд);

D_возд (НВr) = 81/29 =2,8.

Ответ. Плотность бромоводорода по водороду равна 40,5, плотность бромоводорода по воздуху равна 2,8.

Задача 7. Имеется газовая смесь, содержащая 35 %(по массе) водорода и 65 % азота. Определить объемные доли газов в смеси.

Решение. Пусть масса газовой смеси равна 100 г, тогда массы и количества веществ водорода и азота будут равны:

m (H₂) = m(см)∙ω(H₂) = 100∙0,35 = 35 г;

m(N₂) = m(см)∙ω(N₂) = 100∙0,65 = 65 г;

ν (H₂) = m(H₂) / M(H₂) = 35/2 = 17,5 моль;

ν (N₂) = m(N₂) / M(N₂) = 65/28 = 2,32.

Пусть молярный объем газов при тех условиях, при которых находится смесь, равен V_М = 22,4 л/моль. Тогда объемы газов в смеси составят:

V(Н₂) = V_M ∙ ν(H₂) = 17,5 V_M;

V(N₂) = V_M ∙ ν(N₂) = 2,32 V_M .

Если газы не вступали в химическое взаимодействие, то объем газовой смеси будет равен сумме объемов этих газов:

V_см = V(Н₂) + V(N₂) = 17,5 V_M + 2,32 V_M = 19,82 V_M (л).

Определяем объемные доли газов:

φ(Н₂) = V(Н₂) / V_см = (17,5 V_M) / (19,82 V_M) = 0,883 или 88,3 %;

φ(N₂) = V(N₂) / V_см = (2,32 V_M) / (19,82 V_M) = 0,117 или 11,7 %.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: