Глава 1. Основные законы химии

Предыдущая тема Следующая тема

1.1 Стехиометрические законы

Наиболее важное практическое значение имеют следующие законы химии: стехиометрические и газовые.

1.1.1 Количество вещества - моль вещества

Каждый химический элемент отличается от других не только химическим символом (качественная характеристика), но некоторыми количественными параметрами. К ним относятся, прежде всего, атомная масса элемента и заряд его ядра (или порядковый номер элемента). Эти характеристики для каждого атома элемента приведена в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Однако следует отметить, что приведенные массы атомов являются относительными величинами (так называемыми, атомными единицами массы или а.е.м.). Молекулярная массахимического соединения также легко определима, так как она равна сумме атомных масс составляющих данную молекулу атомов.

Однако количественные расчеты на практике необходимо проводить в привычных единицах массы (граммы, килограммы и т.д.), поэтому основная трудность, с которой сталкиваются при изучении химии - переход от относительных атомных и молекулярных масс химических веществ к единицам массы.

Переход к более привычным единицам массы (в граммах, например) легко осуществим, если использовать для этого одно из основных понятий химии - моль вещества.

Моль вещества - это количество вещества, содержащее 6,02·1023 атомов или молекул этого вещества.

Количественно масса 1 моль вещества - масса вещества в граммах, численно равная его атомной или молекулярной массе.

Пример: молекулярная масса воды H2O равна 18 а.е.м. (атомная масса водорода - 1, кислорода - 16, итого 1+1+16=18). Значит, один моль воды равен по массе 18 граммов, и эта масса воды содержит 6,02·1023 молекул воды.

Аналогично, масса 1 моля серной кислоты H2SO4 равна 98 граммов (1+1+32+16+16+16+16=98), а масса одной молекулы H2SO4 равна: 98г/6,02·1023 = 16,28·10-23 г.

Число 6,02·1023 называется числом Авогадро и является важнейшей мировой константой (NA = 6,02·1023 моль-1).

Таким образом, любое химическое соединение характеризуется массой одного моля или мольной (молярной) массой М, выражаемой в г/моль. Значит, М(H2O) = 18 г/моль, а М(H2SO4) = 98 г/моль.

Связь между количеством n (в молях) и массой m (в граммах) вещества выражается формулой:

m = nM(1.1)

Возникает закономерный вопрос о необходимости введения термина "мольная масса вещества" и его применения, ведь для измерения массы вещества уже имеются величины, входящие в систему СИ: килограмм, грамм, тонна и т.д. Вопрос отпадает, если рассмотреть применение данных величин при анализе химических уравнений.

В общем случае уравнение химической реакции записывают в виде

,

где: A, B, C, D - вещества; a, b, c, d - коэффициенты уравнения.

Принято в левой части уравнения записывать исходные (реагирующие) вещества, а в правой части - продукты химической реакции.

В качестве примера рассмотрим простое химическое взаимодействие:

2 + О2 = 2Н2О.

Данная запись показывает, что при взаимодействии двух молекул газообразного водорода Н 2 и одной молекулы газообразного кислорода О2 образуется две молекулы воды.

Учитывая, что М(Н2) = 2 г/моль, М(О2) = 32 г/моль и М(Н2О) = 18 г/моль, и сохраняя соотношения между числом молекул реагирующих веществ и продуктов реакции , имеем следующую картину:

2

+О2=2О
2 молекулы1 молекулы2 молекулы
200 молекул100 молекул200 молекул
2·6,02·1023 молекул1·6,02·1023 молекул2·6,02·1023 молекул
2 моль1 моль2 моль
2·2 = 4 грамма1·32 = 32 грамма2·18 = 36 граммов

Из данного примера видно, что количество моль реагирующих и образующихся в результате химической реакции веществ прямопропорционально коэффициентам в уравнении химической реакции.

Это позволяет проводить количественные расчеты, используя уравнения заданных химических реакций.

Пример: определить массуобразующейся воды при сжигании 16 граммов водорода в избытке кислорода.

Решение.

Используем уже знакомое нам уравнение реакции и расставим в нем требуемые величины.

2

+О2=2О
2 моль 2 моль
4 грамма 36 граммов
16 граммов Х граммов

Составим пропорцию:

при сгорании 4 граммов Н2 образовалось 36 граммов Н2О

при сгорании 16 граммов Н2 образовалось Х граммов Н2О

или 4 : 36 = 16 : Х.

Отсюда Х = 144 грамма - масса образующейся воды.

1.1.2 Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества)

Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества) mэкв также является одной из важнейших характеристик вещества. По определению эквивалент вещества - это такое количество химического вещества, которая реагирует с 1 г водорода или вытесняет такое же количество водорода из его соединений. Величина mэкв определяется или экспериментально, или, чаще всего, исходя из химической формулы вещества и его принадлежности к тому или иному классу химических соединений (мы будем рассматривать только неорганические соединения)

mэкв(оксида) = Моксида/(число атомов кислорода·2);

mэкв(основания) = Моснования/кислотность основания;

mэкв(кислоты) = Мкислоты/основность кислоты;

mэкв(соли) = Мсоли/(число атомов металла·валентность металла).

Можно отметить, что в большинстве случаев кислотность основания равна числу гидроксильных групп в формуле основания, а основность кислоты равна числу атомов водорода в формуле кислоты.

Например: mэкв(Fe2O3) = М(Fe2O3)/(3·2) = 160/6 = 26,7 г/моль;

mэкв(H2SO4) = M(H2SO4)/2 = 98/2 = 49 г/моль;

mэкв(Ca(OH)2) = M(Ca(OH)2)/2 = 74/2 = 37 г/моль;

mэкв(Al2(SO4)3) = M(Al2(SO4)3) = 342/2 = 171 г/моль;

Эквивалентные массы веществ используют для количественных расчетов при химических взаимодействиях между веществами. Огромным преимуществом при этом является то, что для этого не нужно использовать уравнение химической реакции (которое во многих случаях написать затруднительно), нужно только знать, что данные химические вещества взаимодействуют между собой или вещество является продуктом химической реакции.

Для количественных расчетов используется закон эквивалентов: массы реагирующих и образующихся веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы.

Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид:

m1/m2 = mэкв(1)/mэкв(2)(1.2)

где: m 1 и m 2 - массы реагирующих или образующихся веществ,

mэкв(1) и mэкв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

Пример: определить массу соды (карбоната натрия) Na2CO3, необходимую для полной нейтрализации 1,96 кг серной кислоты H2SO4.

Решение:

Воспользуемся законом эквивалентов

m(Na2CO3)/m(H2SO4) = mэкв(Na2CO3)/mэкв( H2SO4)

Определяем эквивалентные массы веществ, исходя из их химических формул:

m (Na2CO3) = 106 /(2·1) = 53 г/моль;

mэкв(H2SO4) = 98/2·1 = 49 г/моль.

Тогда:

Х / 1,96кг = 53 г/моль / 49 г/моль

Х = 2,12 кг.


Предыдущая тема Следующая тема