«Основные понятия и законы химии.
Стехиометрические законы»
Современные определения химических понятий
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.
Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами неделимая при химических реакциях.
Химический элемент – вид атомов с определенным зарядом ядра. Относительная атомная масса Аr (или просто атомная масса) элемента – безразмерная величина, равная отношению массы атома элемента к 1/12 массы атома 12С
Относительная атомная масса Аr масса его атома, выраженная в атомных единицах масса (а.е.м.).
А.е.м. – 1/12 часть массы изотопа углерода 12С= 1,66.10-27 кг
Ранее для определения атомной массы использовали кислородную единицу – 1/16 часть массы атома кислорода. В 1961 г. Была принята новая шкала на основе изотопа углерода 12С.
Масса молекулы любого вещества равна сумме масс, входящих в неё атомов. Отсюда, относительная молекулярная масса (Мr) – масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы.
Наряду с единицами массы и объема в химии пользуются единицей количества вещества – молем.
Моль – это такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.
В настоящее время число структурных единиц в одном моле вещества установлено достаточно точно и составляет для практических расчетов 6,02*1023. Это число носит название «число Авогадро» (NA).
Масса одного моля вещества, выраженная в г, называется его молярной массой (М). Молярную массу обычно обозначают в г\моль. Поскольку в одном моле любого вещества содержится одинаковое число структурных единиц, то молярная масса вещества пропорциональна относительной молекулярной массе данного вещества.
М = к Мr
Нетрудно заметить, что к = 1. Так как Мr для 12С равна 12 а.е.м., а молярная масса по определению равна 12 г/моль, численные значения М и Мr совпадают.
Основные законы химии
Закон сохранения массы веществ
(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.).
Mасса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.
Этот закон объединяет два закона: закон сохранения массы и закон сохранения энергии. Первый из них был экспериментально обоснован и сформулирован М.В. Ломоносовым (1748-1760 г.г.). Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.
Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801 – 1808гг.)
Все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения.
Известны соединения переменного состава, для которых закон Пруста не выполняется. Например, для бертоллидов – соединений переменного состава. Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный.
Например, состав оксида железа (II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe1-xO). Соединения, точно следующие закону постоянства состава, называют дальтонидами. Большинство химических соединений, почти все органические вещества, принадлежит к дальтонидам. Бертоллиды встречаются среди гидридов, карбидов, нитридов, окислов, сульфидов и др. кристаллических соединений. Образование бертоллидов тесно связано с геометрическими особенностями кристаллической структуры соединений, размерами атомов или атомных групп, условиями получения и др.
Закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1803 г.)
Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
N2O N2O3 NO2 N2O5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.
Закон объемных отношений (Ж. Л. Гей-Люссак, 1808 г.)
Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа.
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
2SO2 + O2 = 2SO3
При окислении двух объемов оксида серы (IV) одним объемом кислорода образуется 2 объема оксида серы (VI), т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.
Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.)
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление) содержится одинаковое число молекул.
Закон справедлив только для газообразных веществ.
Следствие 1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.
При нормальных условиях (н. у.): температуре Т = 273,15 K (0 °С) и давлении р = 101,325 кПа (1 атм, 760 мм. рт. ст.) 1 моль любого газа (близкого по свойствам к идеальному газу) занимает объём 22,4 л. Эта физическая постоянная называется молярным объёмом газа VM при н. у.
Молярный объём газа VM равен отношению объёма газа А(VА) к количеству вещества этого газа (nА):
VM = VА/nА
Единица измерения молярного объёма газа VM равна л/моль. При нормальных условиях VM = 22,4 л/моль.
Следствие 2. Плотности газов относятся между собой как их молярные массы: ρ1/ρ2 = М1/М2 = D
Т.е. отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D.
По величинам D и молярной массе известного газа М2 можно найти молярную массу исследуемого газа M1:
M1 = D • M2.
Например, молярная масса газа M1 равна его удвоенной относительной плотности по водороду: M1 = M(H2) • DH2= 2DH2
С учетом средней молярной массы воздуха Mвозд = 29 г/моль, молярная масса газа M1 = Mвозд • Dвозд = 29Dвозд.
Законы идеальных газов
В XVII – XIX веках были сформулированы законы идеальных газов. Изопроцессы идеального газа – процессы, при которых один из параметров остаётся неизменным.
Закон Шарля
1. Изохорический процесс. V = const
Изохорическим процессом называется процесс, протекающий при постоянном объёме V. Поведение газа при этом изохорическом процессе подчиняется закону Шарля:
При постоянном объёме и неизменных значениях массы газа и его молярной массы, отношение давления газа к его абсолютной температуре остаётся постоянным:
P/Т = const или P1 / T1 = P2 / T2
Закон Гей-Люссака
2. Изобарический процесс. P = const
Изобарическим процессом называется процесс, протекающий при постоянном давлении Р. Поведение газа при изобарическом процессе подчиняется закону Гей-Люссака:
При постоянном давлении и неизменных значениях массы и газа и его молярной массы, отношение объёма газа к его абсолютной температуре остаётся постоянным: V/T = const или V1 / T1 = V2 / T2
Закон Бойля – Мариотта
3. Изотермический процесс. T = const
Изотермическим процессом называется процесс, протекающий при постоянной температуре Т.
Поведение идеального газа при изотермическом процессе подчиняется закону Бойля – Мариотта:
При постоянной температуре и неизменных значениях массы газа и его молярной массы, произведение объёма газа на его давление остаётся постоянным: PV = const или P1V1 = P2V2