Тема2. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748 г.;

А. Лавуазье, 1789 г.): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после остается неизменным, то их общая масса также не изменяется.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808 г.): все индивиду-

альные химические вещества молекулярного строения имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что химические элементы соединяются в определенных количественных соотношениях.

Например, углерод с кислородом образует соединения с различным массовым соотношением элементов углерода и кислорода:

СО (m(С) : m(О) = 3 : 4); СО2 (m(С) : m(О) = 3 : 8). Ни в каких других отношениях углерод с кислородом не соединяются. Это значит, что

соединения СО и СО2 имеют постоянный состав, который определяется степенями окисления углерода в соединениях.

Закон постоянства состава строго выполняется для веществ молекулярного строения (исключения – высокомолекулярные соединения, состоящие из молекул разной длины) и имеет ограниченное применение для немолекулярных веществ.

Ввеществах немолекулярного строения нельзя выделить отдель-

ные молекулы. Например, для оксида железа(II) FeO закон постоянства состава требует, чтобы число ионов Fe2+ точно равнялось числу ионов O2–. В идеальном кристалле должно сохраняться чередование Fe2+

O2– Fe2+ O2– и т. д.

Вреальном кристалле неизбежны нарушения регулярности. Оксид железа(II) может содержать измененное количество кислорода в зависимости от условий получения. Реальный состав оксида выража-

ется формулой Fe1 – хO, где 0,16 ≥ х ≥ 0,04. Это бертоллид, соединение переменного состава в отличие от дальтонидов с х = 0. При нестехио-

метрическом составе ионного соединения обеспечивается электронейтральность. Вместо отсутствующих ионов Fe2+ присутствуют Fe3+.

13

Зная количественный элементный состав соединения, можно установить его простейшую молекулярную формулу. При установлении простейшей молекулярной формулы:

1)обозначают формулу соединения Ax By Cz;

2)рассчитываютотношениеx : y : z черезмассовые долиэлементов:

3)чтобы определить x, y, z, полученные цифры делят на наименьшее из них и при необходимости удваивают (утраивают);

4)записывают формулу соединения.

Закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1803 г.): если два хими-

ческих элемента дают несколько соединений, то массовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же массовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Например, для оксидов азота

число атомов кислорода в молекулах, приходящиеся на два атома азота, относятсямеждусобойкак1 : 3 : 4 : 5.

Эквивалент – реальная или условная частица, которая в данной кислотно-основной реакции, реакции ионного обмена равноценна одному молю атомарного (одному молю ионов) водорода или в окисли- тельно-восстановительной реакции – одному молю электронов.

Фактор эквивалентности fэкв(Х) – число, обозначающее долю реальной или условной частицы, которая в реакции ионного обмена равноценна одному молю атомарного (одному молю ионов) водорода или в окислительно-восстановительной реакции – одному молю элек-

тронов. Фактор эквивалентности (fэкв = 1z ) может равняться единице или быть меньше ее (таблица).

Например, fэкв(ZnCl2) = 12 (эквивалентом ZnCl2 является 12 моля хлорида цинка), fэкв(НCl) = 1, fэкв(Н3РО4) = 13 .

14

Таблица

15

Как видно из таблицы, фактор эквивалентности некоторых веществ имеет различные значения и зависит от реакции, в которой участвует соединение, например:

NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O, fэкв(Н3РО4) = 1;

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O, fэкв(Н3РО4) = 12 .

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой и определенным количеством вещества nэкв. Молярная масса эквивалента (Мэкв) – это масса одного моля эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

Мэкв = М fэкв.

Молярная массаэквивалентаимеетразмерностьг/моль, например:

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента (Vm экв или Vэкв) – объем, зани-

маемый молярной массой эквивалента, или объем одного моля эквивалента. Размерность – л/моль. При н. у. получаем:

Vm экв = fэкв Vm = fэкв 22,4.

16

Закон эквивалентов (И. Рихтер, 1792 г.): массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ:

Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому

nэкв(реагента1) = … = nэкв(реагентаn) = = nэкв(продукта1) = … = nэкв(продуктаn).

Закон эквивалентов можно сформулировать в следующем виде: моль эквивалента одного вещества реагирует с одним молем эквивалента другого вещества. Например, в реакции

Mg(OH)2 + H3PO4 → MgНPO4 + 2H2O

два моля эквивалентов Mg(OH)2 взаимодействуют с двумя молями эквивалентов H3PO4 с образованием двух молей эквивалентов MgНPO4.

Пример 1. Определить молярную массу эквивалента Mg, зная, что 3 весовых части магния соединяются с 2 весовыми частями О.

Решение. Mэкв(Mg) определим исходяиз значения Мэкв(О) = 8 г/моль. 3 г Mg реагируют с 2 г О,

Мэкв (Mg) реагирует с 8 г О.

Мэкв (Mg) = 328 = 12 г/моль.

Пример 2. CaCl2 содержит 36% Са и 64% Cl. Определить молярную массу эквивалента кальция, зная, что молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.

Решение.

36 г Са реагируют с 64 г Cl, Мэкв (Са) реагирует с 35,5 г Cl.

Мэкв (Са) = 36 35,5 = 20 г/моль. 64

Физическое состояние газа определяют три параметра: Р – давление, V – объем, Т – температура.

В научных исследованиях используются две шкалы измерения тем-

ператур: абсолютная шкала (Кельвина) и температурная шкала Цель-

сия. Переводтемпературыизшкалы Цельсияв абсолютнуюшкалу:

Т (К) = 273,15 + t°С, или приближенно Т (К) ≈ 273 + t°С.

17

Нормальные условия для газов (н. у.): давление 1,013 105 Па (1 атм = 760 мм рт. ст.), температура 273,15 К (0○С).

Закон Авогадро: в равных объемах (V) различных газов при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро.

Следствие 1: одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) занимают одинаковый объем.

Следствие 2: при нормальных условиях (T = 273,15 К, P = 1 атм (1,013 105 Па) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Молярный

объем любого газа при нормальных условиях Vm = 22,4 л/моль. Молярный объем газа Vm – величина, равная отношению объема

определенной порции газа V(X) к химическому количеству вещества

Следствие 3: относительная плотность одного газа X по другому Y равна отношению их молярных масс М при заданных давлении и температуре:

DY(Х) = M (X ) ,

M (Y )

где DY(Х) – относительная плотность газа X по газу Y, М(X) и М(Y) – их молярные массы.

Например, плотность некоторого газа по водороду и по воздуху:

Пример 3. Какой объем водорода при н. у. выделится в результате растворения 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

Решение.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑.

При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделяется 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния – х л водорода.

х = 4,8 22,4 = 4,48 л водорода. 24

Пример 4. 3,17 г хлора занимают объем, равный 1 л (н. у.). Вычислить молярную массу хлора.

18

Решение. Находим массу 22,4 л хлора: 1 л – 3,17 г хлора; 22,4 л – х г хлора.

х = 3,17 22,4 = 71 г.

Следовательно, молярная масса хлора равна 71 г/моль.

Пример 5. Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его плотность по воздуху (М(возд.) = 29)?

Пример 6. Определить плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые доли компонентов составляют 15, 50 и 35% соответственно.

Молярную массу газа можно определить, умножив плотность

(г/л) на 22,4 л/моль.

Если плотность Н2 при н. у. ρ(Н2) = 0,089 г/л, то его молярная

масса М(Н2) = ρ Vm = 0,089 г/л 22,4 л/моль = 2 г/моль.

При нормальных условиях физическую плотность можно определить по формуле

ρ = M , г/л.

Vm

Средняя молярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

Mср = m1 + ... + mn . n1 + ... + nn

Если учесть, что объемная доля (φ) газообразного компонента А в системе равна

19

то средняя молярная масса смеси газов

Mср = M1 φ1 + ... + Mn φn.

Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.): объемы га-

зов, 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.

Пример 7. Рассмотрим реакцию

2CO + O2 = 2CO2.

При окислении двух объемов оксида углерода(II) одним объемом кислорода образуется 2 объема оксида углерода(IV), т. е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

Пример 8. При синтезе аммиака из простых веществ: N2 + 3H2 = 2NH3,

один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; при этом образуется 2 объема аммиака – объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Объединенный газовый закон: для данной массы газа произведение давления на объем, деленное на абсолютную температуру, есть величина постоянная:

где индексы 1 и 2 определяют разные физические условия.

Точное значение постоянной (сonst) зависит от количества газа. Если количество газа равно одному молю, то соответствующая постоянная обозначается буквой R и называется «молярная газовая постоянная» или «универсальная газовая постоянная». Если давление выражено в паскалях (Па), постоянная R имеет значение

R = 8,314 Дж/(моль К).

Если Р – атм, V – л, R = 0,082 (л атм)/(моль К).

20

Объединенный газовый закон для одного моля газа приобретает вид PTVm = R, где Vm – объем одного моля газа. Для n молей газа получаем уравнение

где Р – давление; V – объем; T – абсолютная температура (К); R – универсальная газовая постоянная; m – масса газа; M – молярная масса. В такой форме объединенный газовый закон называется уравнением со-

стояния идеального газа или уравнением Менделеева – Клапейрона.

Единицы измерения в системе СИ: Р – Па, V – м3, n – число моль, Т – К,

m – кг, М – кг/моль, R = 8,314 Дж/(моль К).

Газ, который полностью подчиняется уравнению Менделеева – Клапейрона, называется идеальным газом. Такой газ не существует в действительности. Реальные газы хорошо подчиняются уравнению состоянияидеальногогазапринизкихдавленияхивысокихтемпературах.

21

Тема3. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Неорганические вещества

Химическая номенклатура

В настоящее время практически все химические издания используют номенклатуру, разработанную Международным союзом теоретической и прикладной химии – ИЮПАК (IUPAС). В английском варианте Правил IUPAC названия веществ строятся «по ходу формул» (например, KCl – калия хлорид, H2S – водорода сульфид), что не согласуется с правилами русского литературного языка. В соответствии с традицией, существующей в русском химическом языке, используется вариант номенклатуры с «обратным» чтением формул (например, NaCl – хлорид натрия, CaS – сульфид кальция). Порядок расположения элементов в формуле основывается на их положении в периодической системе и электроотрицательности неметаллов. В формуле соединения электроотрицательные части располагаются по возрастанию электроотрицательности неметаллов: Rn, Xe, Kr, B, Ge, Si, C, Sb, As, P, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, N, O, F (например, PICl2, а не PCl2I). Катион всегда ставитсяв формуленапервое место(слева), анион– навторое.

22