7.Основные законы химии

Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Периодический закон (Д. Менделеев, 1869): свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента. Существует ряд частных законов химии, которые имеют ограниченную область применимости. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения. Известны соединения переменного состава, для которых закон Пруста несправедлив, например сверхпроводники общей формулы YB_a2CU₃O_7-x Решающую роль в доказательстве существования атомов и молекул сыграли газовые законы. Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808): объемы газов, вступающих в реакцию, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как небольшие целые числа. Закон Авогадро: в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Закон Авогадро является следствием уравнения Клапейрона—Менделеева: PV = VRT, или PV = (m/М) • RT, где Р — давление газа, V— его объем, V — количество газа (в молях), R — универсальная газовая по¬стоянная, Т — абсолютная температура, m — его молярная масса. Численное значение R зависит от размерности давления (объем газов, как правило, выражают в литрах). Если [Р] = кПа, то R = 8,314Дж /(моль • К); если [Р] = атм, то R = 0,082 л • атм/(моль •  К). Нормальные условия для газов: Р₀= 101,325 кПа = 1 атм, Т₀=  273,15 К = 0 °С. При нормальных условиях объем одного моля газа равен: VM = RT₀/P₀= 22,4 л/моль. Количество газа при нормальных условиях рас-считывают по формуле: V = V(л)/V_m= V/22,4. При произвольных условиях количество газа рассчитывают по уравнению Клапейрона—Менделеева V = PV/(RT). Плотность газов прямо пропорциональна их мо-лярной массе при заданных давлении и температуре: р = m/V = PM/(RT) = (P/RT) • М. Относительная плотность газов показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плотность газа В по газу А определяется следующим образом: D_A(B) = р(В)/р(А) = М(В)/М(А). Средняя молярная масса смеси п газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей

8.Химический эквивалент

Расчет результатов титриметрического анализа основан на принципе эквивалентности, в соответствии с которым вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.

Если определяемое вещество A реагирует с раствором титранта B по уравнению

ν_AA + ν_BB → Продукты реакции, то эквивалентными массами веществ будут ν_AM(A) и ν_BM(B), где M(A) и M(B) – молярные массы веществ A и B, а ν_A и ν_B – стехиометрические коэффициенты. Уравнению реакции можно придать вид A + (ν_B/ν_A)B → Продукты реакции , где ν_A>ν_B, что означает, что одна частица вещества A будет эквивалентна ν_B/ν_A частиц вещества B. Отношение ν_B/ν_A обозначают символом f_э и называют фактором эквивалентности вещества B f_э(B) = ν_B/ν_A^.. Фактор эквивалентности является безразмерной величиной, равной или меньшей единицы. Величину ν_B/ν_AB или равную ей f_э(B)B называют эквивалентом вещества B. Во избежание противоречий необходимо приводить реакции к единой общей основе. Для реакций кислотно-основного взаимодействия такой основой может быть ион водорода. В окислительно-восстановительных реакциях количество реагирующего вещества удобно связывать с числом электронов, принимаемых или отдаваемых данным веществом. Это позволяет дать следующее определение. Эквивалентом называется реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. При использовании термина "эквивалент" всегда необходимо указывать, к какой конкретной реакции он относится. Под условной частицей понимаются как реально существующие частицы (молекулы, ионы, электроны и т.д.), так и доли таких частиц (например, ¹/₂ иона) или их группы. Единицей количества вещества эквивалента является моль. Например, в реакции NaOH + ¹/₂ H₂SO₄ → ¹/₂ Na₂SO₄ + H₂O f_э(NaOH)=1;  f_э(H₂SO₄)=¹/₂ Эквивалент серной кислоты в этой реакции будет составлять половину молекулы (условная частица) f_э(H₂SO₄) H₂SO₄ = ¹/₂ H₂SO₄ Для реакции H₃PO₄ + KOH → KH₂PO₄ + H₂O f_э(H₃PO₄)=1;  f_э(H₃PO₄) H₃PO₄ = H₃PO₄  , а для реакции H₃PO₄ + 3 KOH → K₃PO₄ + 3H₂O f_э(H₃PO₄)=¹/₃;  f_э(H₃PO₄) H₃PO₄ = ¹/₃ H₃PO₄. В полуреакции MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4 H₂O f_э(KMnO₄)=¹/₅;  f_э(KMnO₄) KMnO₄ = ¹/₅ KMnO₄  , но в полуреакции MnO₄^- + 4H⁺ + 3e → MnO₂ + 2H₂O f_э(KMnO₄)=¹/₃;  f_э(KMnO₄) KMnO₄ = ¹/₃ KMnO₄. Фактор эквивалентности и эквивалент данного вещества являются не постоянными величинами, а зависят от стехиометрии реакции, в которой они принимают участие. Таким образом, Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества X эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в реакции окисления-восстановления.

Важное значение в титриметрическом анализе имеет понятие молярной массы эквивалента. Молярной массой эквивалента (M_э) вещества X называют массу одного моля эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества X. Для молярной массы эквивалента в литературе встречается также термин "эквивалентная масса".

Таким образом, молярная масса эквивалента – это масса авогадрова числаЧисло Авогадро N_a=6,02^.10²³ равно количеству частиц в одном моле вещества. эквивалентов (вообще говоря, условных частиц): M_э=f_эM, где M – молярная масса вещества (масса авогадрова числа молекул, т.е. реальных частиц). Следовательно, масса вещества может быть выражена из соотношений  m=νM=νM_э/f_э=nM_э, где n=ν/f_э – количество вещества эквивалента. Отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему раствора называется молярной концентрацией эквивалента:  C(f_э(X)X)=n(f_э(X)X)/V. Например, C(¹/₂ H₂SO₄) = 0,1 моль/л.

Вместо обозначения единицы измерения моль/л допускается сокращение "н", происхождение которого связано с тем, что молярную концентрацию эквивалента называют также нормальной концентрацией. Например, 1н. H₂SO₄, т.е. 1 моль эквивалента H₂SO₄ на литр раствора. При использовании молярной концентрации эквивалента следует указывать реакцию, в которой применяется раствор данной нормальности, или приводить фактор эквивалентности.