2.5.2 Солеобразные оксиды

В разделе 2.2 уже было отмечено, что такие соединения как Fe₃O₄ – оксид железа (II,III), Pb₂O₃, Pb₃O₄ – оксиды свинца (II,IV), Mn₃O₄ – оксид марганца (II,IV), относятся к солям.

F e₃O₄, т.е. Fe(FeO₂)₂ – соль метажелезистой кислоты (HFeO₂) – метаферрит железа (II).

P b₂O₃ , т.е. PbPbO₃ – соль метасвинцовой кислоты (H₂PbO₃) – метаплюмбат свинца (II).

P b₃O₄, т.е. Pb₂PbO₄ – соль ортосвинцовой кислоты (H₄PbO₄) – ортоплюмбат свинца (II).

M n₃O₄, т.е. Mn₂MnO₄ – соль ортомарганцоватистой кислоты (H₄MnO₄) – ортоманганит марганца (II).

M n₂O₃, т.е. MnMnO₃ – соль метаформы марганцоватистой кислоты (H₂MnO₃) – метаманганит марганца (II).

2.5.3 Диссоциация солей в водных растворах

Подавляющее большинство солей – сильные электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катион(ы) и анион(ы) необратимо и полностью. Fe₂(SO₄)₃  2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2–

AlOH(NO₃)₂  AlOH²⁺ + 2 NO₃^– Ca(H₂PO₄)₂  Ca²⁺ + 2 H₂PO₄^–

Катионы основных и анионы кислых солей далее диссоциируют по типу слабых электролитов, т.е. обратимо. H₂PO₄^– ⇆ H⁺ + HPO₄^2–

AlOH²⁺ ⇆ Al³⁺ + OH^– HPO₄^2– ⇆ H⁺ + PO₄^3–

Л Е К Ц И Я 3

Стехиометрические законы химии

Раздел химии, в котором рассматриваются количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые или объёмные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Расчёты количественных соотношений между элементами в соединениях или между реагирующими веществами называются стехиометрическими расчётами. В их основе лежат стехиометрические законы, такие как закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон Авогадро и другие.

Закон постоянства состава утверждает, что соотношение между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения. Следует заметить, что для веществ с молекулярной структурой данный закон выполняется всегда. Однако, для ряда соединений (соединения переменного состава), которые имеют не молекулярную, а атомную структуру, этот закон часто не выполняется.

Согласно закону сохранения массы, установленному М.В. Ломоносовым, масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся после реакции.

Важнейшими количественными параметрами, которые используются в стехиометрических расчётах, являются масса атома (атомная масса) и масса молекулы (молекулярная масса). В связи с неудобством выражения атомных и молекулярных масс в граммах и других единицах измерения, используемых при изучении объектов макромира, в химии и физике была принята шкала относительных атомных масс. В этой шкале единицей измерения является атомная единица массы (а.е.м.). Атомная единица массы представляет собой 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С. В соответствии с этим относительной атомной массой A_r элемента называют отношение массы атома этого элемента к 1/12 массы атома ¹²С. Масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной молекулярной массой M_r. Так как масса молекулы любого вещества равна сумме масс атомов, образующих эту молекулу, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс.

Строго говоря, для веществ с немолекулярной структурой понятие «молекулярная масса» не вполне логично, поскольку не всегда корректно говорить, например, о молекуле NaCl. В таких случаях термин «молекулярная масса» иногда заменяют понятием «формульная масса». Вместе с тем, термин «молекулярная масса» очень часто применяют и для веществ с немолекулярной структурой, условно предполагая существование соответствующих молекул.

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехиометрические расчёты, является количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Основной единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²C.

Выражая количество вещества в молях, необходимо в каждом конкретном случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Выражение «1 моль водорода» является неточным; более точно следует сказать: «1 моль молекул водорода», или «1 моль атомов водорода», или «1 моль ионов водорода». Использующиеся высказывания типа «1 моль серной кислоты» допустимы, если однозначно подразумеваются структурные единицы: серная кислота – сложное вещество с молекулярной структурой и в данном случае однозначно подразумевается 1 моль молекул серной кислоты.

Из определения понятия «моль» следует, что в 1 моле любого вещества содержится одно и то же число структурных единиц (атомов, молекул, ионов). Это число называется числом Авогадро (N_a); для практических расчётов его принимают приблизительно равным 6,02·10²³ моль^–1. Умножая число Авогадро N_a на количество вещества n можно рассчитать число молекул N, содержащихся в любом количестве вещества. Для некоторого вещества X число молекул N(X) можно рассчитать по формуле

N(X) = N_a · n(X) . (3.1)

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная молярную массу некоторого вещества X, можно рассчитать количество этого вещества по формуле

, (3.2)

где m(X) – масса вещества X.

Молярная масса имеет размерность г/моль.

Важно понимать, что молярная масса данного вещества численно равна относительной молекулярной массе этого вещества. Однако относительная молекулярная масса M_r характеризует массу микрочастицы – молекулы – и измеряется в атомных единицах массы, в то время как молярная масса M – это характеристика макроскопической величины – массы 1 моля вещества.

Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. С другой стороны, 1 моль любого вещества по определению содержит одинаковое число частиц. Следовательно, 1 моль любого газа в одних и тех же условиях занимает один и тот же объём. По аналогии с понятием молярной массы можно ввести понятие молярного объёма. Молярный объём V_m(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать количество вещества по формуле

. (3.3)

1 моль любого газообразного вещества при нормальных условиях (температура 0С и давление 1 атмосфера) занимает объём, равный 22,4 л. Таким образом, при нормальных условиях V_m(газа) = 22,4 л/моль.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет, в случае необходимости, выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль водорода содержит 6,02·10²³ молекул H₂ и имеет массу 2 г (т.к. M(H₂) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·10²³ молекул H₂ имеют массу 2 г;

1 молекула H₂ имеет массу x г; x = 3,32·10^–24 г .

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку в любом уравнении химической реакции стехиометрические коэффициенты показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции. Например, уравнение реакции 4 NH₃ + 3 O₂  2 N₂ + 6 H₂O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кислорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды. Таким образом, в любом уравнении химической реакции реагирующие и образующиеся вещества связаны чёткими молярными соотношениями. Это и позволяет проводить расчёты по уравнениям реакций: если известно число моль одного прореагировавшего или образовавшегося вещества, то из уравнения реакции можно получить информацию о количестве любого другого вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате её протекания.

Л Е К Ц И Я 4