1. В одному молі речовини міститься 6, 02 ∙10 23 молекул. Значення 6, 02 ∙ 10 23 моль –1 називають числом Авогадро (na).

2. Один моль будь-якого газу за нормальних умов (н.У.) (00с чи 273 k), 1,03 105 Па) займає об’єм 22,4 л.

Наприклад,1 мольО₂(М_r(О₂)=32г/моль) містить 6,02•10²³ молекул кисню, він займає об’єм 22,4 л. Один мольН₂(М_r(Н₂)=2г/моль) містить 6,02• 10²³молекул водню, він займає об’єм 22,4 л.

Задача. Який об’єм водню виділиться при травленні 3,25 г Zn хлоридною кислотою?

Розв’язок.

Для розв’язання задачі записуємо рівняння реакції:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

65 22,4,

де 65г/моль – молярна маса Цинку;

22,4л – молярний об’єм водню.

При травленні 65 г Цинку виділиться 22,4 л водню, а при травленні 32,5 г Цинку виділиться Хл водню. Знайдемо об’єм водню, що виділився за н.у.

) = X = .

Закон кратних співвідношень (Дж. Дальтон, 1803):

якщо два елементи утворюють один з одним кілька сполук молекулярної будови, то на одну й ту саму кількість одного з них припадають такі кількості іншого, які відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Наприклад, у сполуках Нітрогену N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅співвідношення між масовими частками Оксигену, які припадають на одну масову частку Нітрогену відносяться між собою як числа 0,57: 1,14: 1,71: 2,29: 2,85, тобто як невеликі цілі числа 1:2:3:4:5.

Проте цей закон не є загальним. Він має свої обмеження. Для сполук з молекулярною структурою він взагалі витримується, а для сполук з немолекулярною структурою масові кількості елементів в сполуці можуть відноситись як дробові числа. Сполуки із сталим складом називаються дальтонідами ( на честь Дж. Дальтона), а із змінним складом – бертолідами (на честь К. Бертолле).

Закон об’ємних відносин (Ж. Гей-Люсак, 1805):

за однакових фізичних умов (Р, Т) об’єми газуватих речовин, вступаючих у реакцію, відносяться між собою, а також к об’ємам газуватих продуктів реакції, як невеликі цілі числа (коефіцієнти хімічного рівнення).

2Н_2(Г) + О_2(Г) → 2Н₂О_(Г)

З двома об’ємами Н₂реагує один об’ємО₂і утворюється два об’єма водяного пару.

§1.2. Еквівалент. Закон еквівалентних відносин

У результаті робіт німецького хіміка Ріхтера, англійських вчених Дальтона і Волластона (1792 – 1800 рр.) були встановлені так звані “сполучені ваги” або еквіваленти реагуючих речовин.

Хімічним еквівалентом речовини називається така її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку ж кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Наприклад, у сполуках НС1, H₂О, NH₃еквіваленти Хлору, Оксигену, Нітрогену відповідно дорівнюють: 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль. За одиницю еквівалента прийнятий еквівалент водню (Е(Н)=1 моль атомів Гідрогену). Еквівалент виражають у молях. Крім поняття „еквівалент” користуються поняттям „молярна маса еквівалента”.

Молярна маса еквівалента – це маса одного хімічного еквівалента речовини, яка виражається у г/моль. М_Е (Н) = 1 г/моль; М_Е (N) = 14∙ 1/3 = 4,67 г/моль; М_Е (Cl) = 35,45 г/моль; М_Е (S) = 32∙ 1/2 = 16 г/моль.

Молярна маса еквівалента елемента дорівнює співвідношенню молярної маси елемента (М) до його валентності (В).

(1)

Наприклад,

S⁺⁴O₂ , валентність Сульфуру дорівнює IV; M_Е (S⁺⁴) = M(S)/B = 32/4 = 8 г/моль;

S⁺⁶O₃, валентність сульфуру дорівнює VI; M_Е (S⁺⁶) = M(S)/B = 32/6 = 5,3 г/моль.

Для газуватих речовин зручно користуватися молярним об’ємом еквівалента.

Молярний об’єм еквівалента (V_Е)– це об’єм, займаний одним хімічним еквівалентом газуватої речовини за нормальних умов. Молярна маса еквівалента водню складає 1/2 його моля (M(H₂)=2г/моль). Молярний об’єм водню дорівнює 22,4 л (н.у.), тоді молярний об’єм еквіваленту водню дорівнює 11,2л/моль. Молярна маса еквівалента кисню складає 1/4 його моля, (M(О₂)= 32г/моль). Молярний об’єм кисню складає 22,4л/моль(н.у.), тоді молярний об’єм еквіваленту кисню дорівнює 5,6л/моль.

Молярні маси еквівалентів складних речовин можна визначати.

Для оксиду:

1-й засіб:М_Е(Al₂O₃)=, (2)

де n– число атомів елемента в молекулі;

В– його валентність.М_Е (Al₂O₃)=102/2∙ 3 = 17 г/моль.

2-й засіб:М_Е(Al₂O₃)=М_Е(O) + М_Е(Al⁺³)=16/2 + 27/3 =17г/моль (3)

Для основи:

1-й засіб:М_Е (Са(ОН)₂ )=(4)

де кислотність основи – це число (ОН)-груп у молекулі основи, що вступили в реакцію.

2-й засіб:М_Е(Са(ОН)₂)=М_Е(Са²⁺)+М_Е(ОН)=40/2+17= 37г/моль (5)

Для кислоти:

1-й засіб:М_Е (H₃PO₄) =(6)

де основність кислоти – це число катіонів Н⁺у молекулі кислоти, що вступили в реакцію.

2-й засіб:

М_Е (Н₃РО₄) = М_Е (Н⁺) + М_Е (РО₄) = 1+ 95/3 = 1+ 31,6 = 32,6 г/моль. (7)

Для солі:

1 засіб:

М_Е (Са₃(РО₄)₂ )=(8)

М_Е (Nа HCO₃) =

М_Е (A1 (OH)C1₂) = ,

де В – валентність металу або заряд катіона для основної солі.

n – число атомів металу в молекулі солі.

2-й засіб:

М_Е (Са₃(РО₄)₂ ) = М_Е (Са⁺²) + М_Е (РО₄) = 40/2 + 95/3 = 51,7 г/моль; (9)

М_Е(NaHCO₃) = М_Е (Na⁺) + М_Е (HCO₃) = 23 + 61 = 84 г/моль;

М_Е (А1ОНС1₂) = М_Е (А1ОН²⁺) + М_Е (С1) = 44/2 + 35,5 = 57,5г/моль.

Визначення молярної маси еквівалентів складних речовин за рівняннями хімічних реакцій.

Для кислот:

а) H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O;

б) H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O.

У реакції «а» заміщено два йони гідрогену кислоти, а в реакції «б» – три. Отже, основність кислоти в першому випадку дорівнює двом, а в другому випадку – трьом:

а) М_Е (Н₃РО₄) = ;

б) М_Е (Н₃РО₄) = .

Для основ:

а) А1 (ОН)₃ + НС1 → А1(ОН)₂С1 + Н₂О, кислотність основи дорівнює 1;

б) А1(ОН)₃ + 2НС1 → А1ОНС1₂ + 2Н₂О, кислотність основи дорівнює 2;

а) М_Е (А1(ОН)₃) = ;

б) М_Е (А1(ОН)₃₎ = =78/2 = 39 г/моль.

Визначення молярної маси еквівалентів речовин за рівняннями окисно-відновних реакцій:

2KMnО₄ + 5SnCl₂ + 16HCl = 5SnCl₄ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

відновникSn⁺² - 2ē → Sn⁺⁴ 5 окиснюється

10

окисник Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 2 відновлюється.

Молярна маса еквівалента окисника дорівнює співвідношенню молярної маси окисника (M(KMnО₄))до кількості прийнятих електронів.

М_Е(KMnО₄) = . (10)

Молярна маса еквівалента відновника дорівнює співвідношенню молярної маси відновника (M(SnCl₂))до кількості відданих електронів.

М_Е (SnCl₂) = . (11)

Закон еквівалентних співвідносин:

маси реагуючих речовин: m(A)іm(B)співвідносяться між собою як молярні маси їх еквівалентів:М_Е (А)іМ_Е (В).

Математичні вирази цього закону:

Розглянемо приклади розв’язання задач

Задача 1.Враховуючи молярну масу еквівалента металу в оксиді, що містить 52% металу. Назвіть цей метал (Ме), якщо його валентність становить шість у даному оксиді. Складіть формулу оксиду.

Розв’язок:100 – 52 = 48% Оксигену в оксиді, а молярна маса еквіваленту Оксигену дорівнює 8г/моль.

За законом еквівалентних відносин (за формулою (12)) записуємо вираз:

;

За формулою (1) М (Me) = M_Е (Ме)∙ В = 8,66∙ 6 = 52 г/моль.

Шестивалентним металом з атомною масою 52 а.о.м. є Хром. Його оксид – CrО₃.

Задача 2.На відновлення 7,09 г оксиду металу потрібно 2,24 л водню (н.у.). Знайти молярну масу еквівалента металу і його оксиду.

Розв’язок: на підставі закону еквівалентних відносин записуємо вираз:

За формулою (3) M_Е (Ме _xО_y) = M_Е (Ме) +M_Е (О); (М_Е (О)=8 г/моль), тоді M_Е (Ме) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль.

Задача 3.З 3,85 г нітрату металу Me(NO₃)_xотримано 1,60 г його гідроксидуMe(OH)_x. Знайти еквівалентну масу металу.

Розв’язок:на підставі закону еквівалентних відносин (за формулою (12)) записуємо вираз.

Задача 4.При взаємодії 3,24 г тривалентного металу з кислотою виділяється 4,03 лН₂ (н.у.). Обчисліть молярну масу еквівалента і молярну масу металу. Назвіть метал.

Розв’язок: використовуючи закон еквівалентних відносин (за формулою (12)), запишемо вираз:

.

За формулою (1)

.

Метал – Aлюміній.

Знання закону еквівалентних відносин необхідне для:

1. Хімічних розрахунків та ідентифікації речовин.

2. Визначення молярної концентрації еквівалентів речовини в розчині і використання отриманих розрахунків в об'ємному аналізі.

Молярна концентрація еквівалентів речовини (нормальність) показує, скільки молярних мас еквівалентів речовини міститься в 1 л розчину.

С_Н = N = моль/л (н).

Наприклад:

1 н розчин НС1→ у 1 л розчину містить 1 молярну масу еквівалентаМ_Е(HCl) = 36,5г/моль, тобто 36,5 г.

0,1 н розчин НС1→ у 1 л розчину містить 0,1 молярної маси еквівалентаHCl- 3,65г/моль.

0,01 н розчин НС1→ у 1 л розчину містить 0,01 молярної маси еквівалентаHCl - 0,365 г/моль.

Задача 5.Визначити нормальність розчинуNaOH,якщо на титрування 10 моль його витрачається 8,2 моль 0,1 н розчинуНС1.

Розв’язок:Використовуючи математичний вираз закону еквівалентних відносин в об'ємному аналізі:N₁∙V₁ = N₂∙V₂,записуємо вираз:

N(NaOH) ∙V(NaOH)= N(HCl)∙ V(HCl)

N(NaOH)= .

Відповідь: розчин NaOH 0,082 – нормальний, тобто містить 0,082 молярної маси еквівалентаNaOHна один літр розчину (моль/л).

3.Визначення твердості води.

Твердість води Т(Н₂О)показує кількість міліеквівалентів (ме) розчинних солей кальцію і магнію, що містяться в одному літрі води (ме/л).

Задача 6.Чому дорівнює твердість води, у 100 л якої міститься 14,63 гMg (HCO₃)₂?

Розв’язок: для рішення задачі використовуємо формулу для визначення твердісті води:

4. Для розрахунків в електрохімії:

де m – маса речовини (г),

V – об’єм речовини (л);

I – сила струму, А;

t– час, с.

F = 96500 Кл/моль (F = 26,8 А∙ год./моль) (Кл = Кулон) ;

Q – кількість електрики (А^. с; А^. год.).

Питання для самоконтролю

1.Що є сталим в хімічних реакціях та які закони це відображують?

2.Сформулюйте закон Авогадро. Які висновки із закону Авогадро?

3. Що таке еквівалент?

4.Які існують форми математичного виразу закону еквівалентних відносин?

5. Де застосовують закон еквівалентних відносин?

Р о з д і л 2

КВАНТОВОМЕХАНІЧНЕ УЯВЛЕННЯ ПРО БУДОВУ АТОМА. ПРАВИЛА І ПОРЯДОК ЗАПОВНЕННЯ АТОМНИХ ОРБІТАЛЕЙ