2.1. Составление химических уравнений

Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях. Химическая реакция изображается уравнением химической реакции

аА + вВ = сС + dД.

Вещества А и В, вступающие в реакцию, называются реагентами.

Вещества С, Д, образующиеся в результате реакции, называются продуктами реакции.

а, в, с, d – целые числа – стехиометрические коэффициенты.

Примеры:

Fe₂Н₃ + 3H₃ = 2Fe + 3H₂O

2NаОН + H₃PO₄ = Nа₂PO₄ + 2H₂O

2H₂ + O₂ = 2H₂O

При протекании химических реакций соблюдаются:

• закон сохранения массы (количества атомов) до и после реакции;

• закон сохранения заряда у реагентов и продуктов реакции;

• закон сохранения энергии

Примеры: Nа¹⁺ + Сl^1- = NаСl

PbО₂ + 2Н⁺ + H₂O₂ = Pb²⁺ + O₂ + 2H₂O

Аl(H₂O)₆³⁺ +4ОН^- = Аl(OН₄)^- + 6H₂O

Существует несколько типов химических реакций:

- реакция соединения

Са + H₂O = Са(ОН)₂

2H₂ + O₂ = 2H₂O

- реакция разложения

Сu(ОН)₂ = СuО + H₂O

- реакция замещения

СuSО₄ + Fe = FeSО₄ + Сu

- реакция обмена

СuО + H₂SО₄ = СuSО₄ + H₂O

2.3. Стехиометрические расчеты в химии

Стехиометрическими расчетами называют нахождение количеств, масс и объемов веществ (реагентов и продуктов) реакции.

Количество вещества обозначают 

; ;;

где m, N, V – масса, число атомов и объем вещества,

М, N_A, V_m – молярная масса, число Авогадро и объем моля,

[] =моль.

Плотность вещества [] =.

Молекулярная масса – m₀ – масса одной молекулы

[m₀]=1 а.е.м. = 1,66*10^-27 кг.

Молярная масса M – масса моля М=m₀ N_A .

Примеры: молекулярная и молярная масса одних и тех же веществ

m₀(H₂SO₄)=98 a.е.м. М(H₂SO₄)=98 г/моль;

m₀(Ca(OH)₂)=74 a.е.м. M(Ca(OH)₂)=74 г/моль.

Грамм – атом – масса атома, выраженная в граммах, и численно равная атомной массе элемента.

Пример: грамм – атом О₂ равен 16г

грамм – атом Н равен 1г

грамм – атом Н₂ равен 2г.

Грамм – молекула – масса молекулы, выраженная в граммах и равная молекулярной массе вещества.

Например: грамм – молекула Н₂О – 18г

грамм – молекула Н₂SО₄– 98г

грамм – молекула Ca(OH)₂ – 74г

Закон Авогадро: моль любого газа при нормальных условиях содержит одинаковое число частиц N_A=6,02210²³(1/моль) которые занимают одинаковый объем V_M =22,4 л/моль.

Эквиваленты – условные частицы в Z раз меньше, чем соответствующие формульные единицы.

Z – эквивалентное число.

На практике эквивалентным веществом называют такое весовое его количество, которое взаимодействует (без остатка) с одним эквивалентом водорода (Z_H=1) или кислорода (Z₀=8) или с одним эквивалентом любого вещества.

Эквивалентное количество вещества _z равно

_Z =Z, [_Z ] = моль.

Эквивалентная масса М_z равна

М_Z =,[М_z] = г/моль.

Закон эквивалентов: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы.

Для химической реакции

n_АА + n_ВВ + … = n_СС + n_ДД + …

Z_А = Z_В = … Z_С = Z_Д = …

Эквивалент кислоты вычисляют, исходя из молекулярной массы вещества и его основности.

Например, для кислоты

Н₂SО₄ m₀ = 98а.е.м. (по двум атомам водорода)

Z = , т.е. эквивалент по водороду составляет 49.

Эквивалент основания вычисляют, исходя из молекулярной массы, деленной на валентность металла.

Например: у Са(ОН)₂ m₀ = 74а.е.м.

Z = .

Эквивалент соли равен молекулярной массе, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле.

Например: А1(SО₄)₃ m₀ = 342а.е.м.

Z = .

Грамм-эквивалент – это масса вещества выраженная в граммах и равная его эквиваленту:

Для Н₂SО₄ : Г.э. = 49г; для Са(ОН)₂ Г.э. = 37г и т.д.

Закон постоянства состава.

Каждое химическое соединение независимо от способа получения, имеет определенный массовый состав.

Весовой состав (массовый состав) сложного вещества выражается в процентах

А_хВ_у  А_х (%) = 100%

Например: найдем содержание Mg в MgСО₃:

m₀(MgСО₃) = 24,3+12+316=84,3 а.е.м.

m₀(Mg) = 24,3 а.е.м.

%Mg = %