1.1.3. Фізичні величини, що застосовуються в хімії

Оскільки абсолютні значення мас атомів і молекул є дуже малими величинами, то ними дуже незручно користуватися під час хімічних розрахунків. З огляду на це виникла необхідність ввести їх відносні значення.

Відносна атомна маса хімічного елемента (А_r) – це фізична величина, яка визначається відношенням маси атома (m_a) елемента до однієї дванадцятої частки маси атома ізотопу Карбону С¹²:

.

Відносна молекулярна маса (М_r) – це фізична величина, яка визначається відношенням маси молекули (m_m) до однієї дванадцятої частки маси атома ізотопу Карбону С¹²:

.

Відносну молекулярну масу можна обчислити як суму відносних атомних мас усіх елементів, що входять до складу молекули:

M_r = n₁A_r + n₂A_r + … + nA_r.

Масова частка елемента, що входить до складу молекули, визначається за формулою

.

Кількість речовини () – це фізична величина, яка визначається числом часток – структурних елементів речовини: молекул, атомів, іонів, іонних асоціатів.

Кількість речовини обчислюється співвідношенням

,

де N – число структурних елементів у певній порції речовини.

Якщо N=N_A, то =1. Ця одиниця в Міжнародній системі одиниць вимірювання має назву моль.

Моль – це кількість речовини, яка містить стільки часток – структурних елементів, скільки атомів міститься в ізотопі Карбону с12 масою 0,012 кг.

Число атомів чи молекул, що містяться в речовині кількістю 1 моль, називають сталою Авогадро:

Молярна маса (М)– маса речовини кількістю 1 моль:

, г/моль.

M_r і М однакові за величиною, однак молярна маса порівняно з відносною молекулярною масою має розмірність.

Якщо  = 1 моль, то маса речовини дорівнює молярній масі m = M , а якщо збільшити , то в стільки ж разів збільшиться і маса речовини m, тобто

m = M, чи  =m/M.

Для газоподібних речовин важливою величиною є молярний об’єм.

Молярний об’єм – це об’єм газоподібної речовини кількістю 1 моль.

За нормальних умов (Р=101,3 кПа, t=0C чи Т=273 К) молярний об’єм будь-якої газоподібної речовини дорівнює V_M=22,4 л/моль.

Таким чином, кількість речовини можна визначити за формулою

 = V/V_M.

1.1.4. Основні закони хімії

Основні закони хімії були відкриті наприкінці XVIII – на початку XIX ст. і послужили базою для перетворення хімії на науку, що застосовує математичні методи.

1

А.-Л. Лавуазьє

М.В. Ломоносов

М. В. Ломоносов

.Закон збереження маси речовин. Цей закон відкрив і експериментально обґрунтував М.В. Ломоносов (1748), а потім французький хімік Лавуазьє (1789):

маса речовин, що вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються в результаті реакції.

Якщо хімічну реакцію зобразити в загальному вигляді

А + B = C + D,

то закон можна записати так:

m(A + B) = m(C + D).

Наприклад: 2H₂ + O₂ = 2H₂O

22 32 218 .

36 36

2.Закон cталості складу сформулював у 1808 р. Пруст:

кожна хімічна сполука незалежно від способу її добування складається з одних і тих же елементів, причому відношення їх мас постійні, а відношення кількості атомів виражаються цілими числами.

Пізніше у зв'язку з розробкою і впровадженням методів, що дозволяли точніше визначати елементний склад сполук, була виявлена обмеженість дії законів Дальтона й Пруста. Доведено, що вони справедливі тільки для рідких і газоподібних сполук із молекулярною структурою (наприклад, SO₂, SO₃, NH₃, CH₄). Такі сполуки на честь Дальтона названі дальтонідами.

Пруст

Жозеф Пруст

Існують також нестехіометричні сполуки бертоліди  кристалічні фази змінного складу, в яких відношення кількостей різнорідних атомів не можуть бути точно виражені малими цілими числами.