Основные законы химии - Основные понятия и законы химии

Стехиометрия - это особый раздел химии, в котором изучают количественный состав веществ, а также количественные изменения, происходящие с ними при химических реакциях.

В основе стехиометрических расчетов лежат фундаментальные количественные законы химии.

Закон сохранения массы вещества (Ломоносов М. В., 1748, 1756; Лавуазье А., 1777): Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Объясняется это тем, что при химических превращениях атомы не разрушается, а только перегруппировываются с образованием новых веществ. Все расчеты по химическим уравнениям производят на основании этого закона. По уравнениям реакций в химическом производстве и в лабораториях рассчитывают, какое количество исходных веществ надо взять, чтобы получить заданное количество продукта, рассчитывают выход продукта и т. д.

Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии. Взгляды Ломоносова подтверждены современной наукой. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна (1905)

Е = m-C2,

Е - энергия, m - масса, С - скорость света в вакууме. Это уравнение может быть представлено в виде ?m = Е/С2

Что можно сформулировать так: если тело теряет (испускает) энергию, то одновременно имеет место эквивалентное уменьшение массы и наоборот. Однако это наблюдается лишь в процессах, сопровождающихся выделением или поглощением громадных количеств энергии, например, в ядерных и термоядерных реакциях. Поэтому химические реакции подчиняются закону сохранения массы, а ядерные и термоядерные реакции - закону сохранения массы и энергии.

Закон постоянства состава вещества (Ж. Л. Пруст, 1797): Вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения. На этом законе основаны расчеты по химическим формулам. Зная химическую формулу вещества, можно рассчитать относительное содержание каждого элемента в образце вещества - так называемую массовую долю W(щ).

Дальнейшее развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. Первые соединения называются дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле).

Дальтониды - это соединения молекулярной структуры, т. е. состоящие из молекул. Их состав выражается простыми формулами с целочисленными индексами, например: Н2О, ССl4, СО2 и др.

Бертоллиды - соединения с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой). Их состав изменяется и не отвечает стехиометрическим индексам. Например, оксид титана имеет состав от TiO0,7 до TiO1,3.

Закон постоянства состава позволил установить весовые соотношения, в которых химические элементы соединяются между собой. Дальтон ввел понятие эквивалент (в переводе означает "равноценный")

Эквивалент химического элемента (Э(х),моль) - это реальная или условная частица, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число, которое показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной частице вещества (атоме, молекуле, ионе и т. д.) называется эквивалентным числом Z(x).

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы является эквивалентом, называется фактором эквивалентности (fэкв)

Fэкв= 1/ Z(x), где

Для химических элементов Z(x) равно валентности (В) элемента

Z(x) = B(x)

Например, в Z(N)=3; Z(H)=1.

Для сложных веществ эквивалентное число рассчитывается по формуле:

Z(х) = N(ФГ)-В(ФГ), где

N - номер функциональной группы (ФГ), В - валентность ФГ.

Функциональные группы:

У кислот - катионы водорода Н+; у оснований - гидроксид ионы ОН-;

У солей - катионы металлов Меn+; или NH; у оксидов - элемент, образующий оксид Эn+.

Например:

Z(3PO4)=3; Z(Ca(O)2)=2; Z(3(PO4)2)=6; Z(2O5)=10.

Молярная масса эквивалента (M(f(x)), г/моль) - это масса одного моля химического эквивалента.

Для элемента M(f(x))= Ar(x ) / B(x)

Для веществ M(f(x)) = fэкв - M(x)

Или Mэ(x)= 1/Z - M(x)

Например:

Z(2SO4)=2; M(H2SO4) = 98 г/моль; Мэ(H2SO4) =-98=49 г/моль.

Для вычисления объема моля газов (эквивалентный объем газа Vэ(х)) необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле газа. Например, В(Н) = 1, тогда Z(Н) = 1 г/моль, что в 2 раза меньше молярной массы газа водорода М(Н2) = 2 г/моль = Мэ(Н2) = 2 г/моль. Следовательно, объем моля эквивалентов водорода в 2 раза меньше объема моля газа, т. е.

Vэ(Н2) = 22,4 :2 = 11,2 л.

Аналогично, для кислорода: В(О) = 2, Z(О) = 2, М(О) = 16 г/моль; Мэ(О) = Ѕ - 16 = 8 г/моль, так как молярная масса эквивалента кислорода (8 г/моль) меньше молярной массы кислорода в 4 раза (М(О2) = 32 г/моль), то объем одного моля эквивалентов кислорода в 4 раза меньше его молярного объема, т. е. Vэ(О2) = 22,4 : 4 = 5,6 л.

На основании понятия об эквиваленте формулируется один из основных законов химии - закон эквивалентов: Вещества или элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.

= ; где

M(1) и m(2)- массы реагирующих веществ; M(f(1) и M(f(2) - молярные массы их эквивалентов

Похожие статьи




Основные законы химии - Основные понятия и законы химии

Предыдущая | Следующая