Глава 2. Основные законы химии

Рабочая программа. Определение химии. Предмет химии.Законы сохранения массы, сохранения и превращения энергии. Закон постоянства состава. Закон эквивалентов. Эквивалент, число эквивалентности, фактор эквивалентности. Количество вещества эквивалентов. Молярная масса эквивалентов, молярный объём эквивалентов. Определение молярной массы эквивалентов простых веществ, бинарных соединений, гидроксидов, солей. Закон Авогадро. Количество вещества. Моль. Относительная молекулярная масса. Молярная масса. Атомно-молекулярная теория.

Химия относится к естественным наукам. Предметами изучения химии являются состав, свойства и структура веществ, законы превращений одних веществ в другие. Химия _ это наука о взаимных превращениях веществ.

Химия играет важнейшую роль в жизни человечества.

Производство химических удобрений, средств защиты растений и животных позволило решить проблему производства продуктов питания.

Создание и производство синтетических лекарственных препаратов позволило резко сократить смертность и увеличить среднюю продолжительность жизни человека.

Создание и производство искусственных и синтетических волокон и пленок решило проблему одежды и обуви.

Прогресс всех отраслей материального производства основан, прежде всего, на создании химической наукой материалов с особыми свойствами. Отсюда вытекает важность изучения химии для современного специалиста в любой области техники.

Закон сохранения массы. Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.Открыт в 1748 г. М.В. Ломоносовым.

Закон сохранения и превращения энергии. Энергия не исчезает и не возникает вновь; ее различные формы могут переходить одна в другую в определенных, строго эквивалентных отношениях.

Между энергией и массой существует взаимосвязь, выражаемая формулой

где ΔЕ – изменение энергии, Дж, соответствующее изменению массы Δm, кг; с – скорость света в вакууме, равная

2,99792 . 10 8 м . с -1 .

Из уравнения (2.1) следует, что любой химический процесс, сопровождающийся выделением или поглощением энергии, сопровождается соответственно уменьшением или увеличением массы. Тепловой эффект в 1 кДж соответствует изменению массы на 1,1 . 10 -14 кг. Величина тепловых эффектов химических реакций редко превышает 103 кДж/моль. По этой причине изменением массы веществ в ходе химических реакций обычно пренебрегают как незначительным.

Закон постоянства состава. Любое химически чистое соединение имеет постоянные состав и свойства независимо от способа и места его получения.Закон был сформулирован французским химиком Ж. Прустом в начале XIX века. Позднее было установлено, что все химические вещества делятся на соединения постоянного состава (дальтониды) и соединения переменного состава (бертоллиды). К дальтонидам принадлежат большинство кислот, оснований, солей. К бертоллидам относятся многие двойные соединения, особенно соединения d-элементов. Например, в зависимости от способа получения моносульфид железа существует в интервале составов FeS0,8-1,14 , а оксиду титана (IV) соответствует формула TiO1,9-2,0. Закон постоянства состава применим только к соединениям постоянного состава.

Закон эквивалентов.Открыт И. Рихтером в период 1792–1802 гг. Вещества реагируют между собой в отношениях, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.

В законе используется понятие эквивалент _ условные или реальные частицы вещества, в zB раз меньшие, чем соответствующие им формульные единицы.

Формульная единица вещества _ это реально существующие частицы, такие, как атомы (Н, С, О), молекулы ( N2, Н2О, HСl), ионы , или условно существующие частицы (NaCl, К2SO4) и т.д.

Число zB называют числом эквивалентности или эквивалентным числом.Это число принимает только целые, положительные значения; Значение zB определяют по химической реакции, в которой участвует данное вещество, или по формуле вещества. В зависимости от природы вещества и реакции, в которой это вещество участвует, число эквивалентности может быть переменным.

Величина, обратная числу эквивалентности, называется фактором эквивалентности; fB=1/zB.

Пример 2.1.Определить число эквивалентности: 1) серной кислоты в реакциях:

2) фосфора в реакциях:

Решение. 1) В обменной реакции нейтрализации (1а) 1 формульная единица (ФЕ) серной кислоты реагирует с 2 ФЕ гидроксида натрия, следовательно, число эквивалентности серной кислоты

В реакции (1в) 1 ФЕ серной кислоты реагирует с 1 ФЕ гидроксида натрия, следовательно, число эквивалентности серной кислоты

2) Взаимодействие фосфора с кислородом относится к окислительно-восстановительным реакциям. В этом случае число эквивалентности равно числу электронов, принимаемых 1ФЕ окислителя, или числу электронов, отдаваемых 1ФЕ восстановителя. В реакции (2а) фосфор выступает в роли восстановителя, и имеет место процесс

Следовательно, число эквивалентности фосфора zР=3.

В реакции (2а) имеем

Пример 2.2.Определить число эквивалентности соединения NH4 Fe(SO4)2 (железоаммонийные квасцы) в реакции

Решение. В обменной реакции осаждения 1 формульная единица NH4 Fe(SO4)2 реагирует с 2 формульными единицами хлорида кальция. Число эквивалентности хлорида кальция равно двум, следовательно, 1 формульная единица NH4 Fe(SO4)2 реагирует с 4 эквивалентами хлорида кальция. Отсюда следует, что число эквивалентности NH4 Fe(SO4)2 равно четырём.

Число эквивалентности может быть формально определено по формуле вещества. Для простого вещества число эквивалентности равно абсолютной величине степени окисления, проявляемой одним атомом; для бинарных соединений – абсолютной величине суммы положительных или отрицательных степеней окисления атомов, составляющих соединение; для оснований, кислот и солей – абсолютной величине суммы положительных или отрицательных зарядов ионов, образующих соединение.

Пример 2.3.Определить числа эквивалентности:1) кислорода; 2) азота; 3) оксида азота (IV); 4) гидроксида кальция; 5) серной кислоты; 6) сульфата алюминия.

Решение. 1) Кислород проявляет степень окисления (-2), следовательно, число эквивалентности атомарного кислорода (О) zO=2, а число эквивалентности молекулярного кислорода (О­2 )

2) Азот может иметь степени окисления (-3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5). Следовательно, атомарный азот (N) может иметь числа эквивалентности 1, 2, 3, 4, 5, а молекулярный азот (N2), соответственно, 2, 4, 6, 8, 10.

3) Формула оксида азота (IV) – NO2. Степень окисления азота составляет (+4), а атома кислорода – (-2). Абсолютная величина суммы положительных или отрицательных степеней окисления составляет число эквивалентности

4 ) Гидроксид кальция Са(ОН)2 диссоциирует по урав-

Абсолютная величина суммы зарядов положительного иона кальция (катиона) или двух отрицательных ионов гидроксида (анионов) равна 2. Следовательно,

5) Серная кислота диссоциирует по уравнению

Абсолютная величина суммы зарядов двух положительных ионов водорода или отрицательного иона (сульфат-иона) равна 2. Следовательно,

6) Сульфат алюминия Al2(SO4)3 диссоциирует по уравне

Абсолютная величина суммы зарядов двух положительных ионов алюминия или трех отрицательных ионов (сульфат-ионов) равна 6. Следовательно,

Подчеркнем, что определение числа эквивалентности по формуле носит формальный характер, т.к. не связано с конкретной химической реакцией.

Применение закона эквивалентов требует введения понятия количества вещества эквивалентов В(символ nэк(В), единица – моль) – физической величины, пропорциональной числу эквивалентов вещества В, Nэк(В):

где NA – постоянная Авогадро.

Например: nэк(3;Н3РO4)= 1,5 моль, nэк(2;Са 2+ )= 2 ммоль. Цифры 3 и 2 – значения чисел эквивалентности.

Так как в одной формульной единице вещества В содержится zB эквивалентов этого вещества, то справедливо соотношение

где nB – количество вещества В, моль.

В расчетах на основе закона эквивалентов используется также понятие молярной массы эквивалентов вещества В (символ Мэк(В),единица _ кг/мольили г/моль) – это отношение массы вещества В (mB) к количеству вещества эквивалентов В (nэк(В)):

Молярная масса эквивалентов вещества В всегда в zB раз меньше молярной массы этого же вещества. Поэтому для вычислений можно использовать также следующую формулу:

Для газообразных веществ используют также понятие молярного объема эквивалентов вещества В (символ Vэк(В),единица _ л/мольили дм 3 /моль). Эта величина может быть найдена как отношение молярного объема вещества В (VB) к числу эквивалентности вещества В (zэк(В)):

Для реакции вещества А с веществом В закон эквивалентов может быть записан следужщим образом:

Если в реакцию вступают газообразные вещества, то массы и молярные массы эквивалентов в формуле (2.7) могут быть заменены на объёмы и молярные объёмы эквивалентов, разумеется, приведённые к одинаковым условиям.

Пример 2.4.Определить молярную массу эквивалентов следующих веществ: 1) Cr2O3; 2) фосфора в соединении РН3; 3) соли NaH2PO4 в реакции NaH2PO4 + 2NaOH = Na3PO4 + 2 H2O.

Решение. 1) Степень окисления атома кислорода в оксиде (Cr2O3) составляет (-2). Абсолютная величина суммы степеней окисления трех атомов кислорода – 6. Следовательно, число эквивалентности оксида равно 6. Молярная масса Cr2O3

Таким образом, молярная масса эквивалентов Cr2O3

2) Степень окисления атома водорода в гидриде фосфора (фосфин) РН3 составляет (+1). Абсолютная величина суммы степеней окисления трех атомов водорода составляет 3. Следовательно, степень окисления фосфора равна (-3) и число эквивалентности фосфора равно 3. Молярная масса фосфора составляет 31 г/моль, а молярная масса эквивалентов фосфора в фосфине

3) Одна формульная единица дигидрофосфата натрия (NaH2PO4) реагирует с двумя формульными единицами гидроксида натрия. Число эквивалентности гидроксида натрия равно 1, следовательно, число эквивалентности NaH2PO4 в данной реакции составляет 2. Таким образом, молярная масса эквивалентов NaH2PO4 будет

=(23+2 . 1+31+4 . 16)/2=60 г/моль.

Пример 2.5.Сульфид металла содержит 67,15% металла. Вычислить молярную массу эквивалентов металла, если молярная масса эквивалентов серы составляет 16 г/моль.

Решение. Из условия задачи следует, что 100 г сульфида металла содержит 67,15 г металла и 32,85 г серы. Согласно закону эквивалентов эти массы пропорциональны молярным массам эквивалентов металла и серы. Следовательно,

67,15 г металла эквивалентны 32,85 г серы,

Мэк(Ме) эквивалентна Мэк(S)=16 г/моль серы.

Пример 2.6.На восстановление 1 г оксида металла израсходован 421 см 3 водорода (н.у.). Вычислить молярные массы эквивалентов оксида и металла.

Решение. Число эквивалентности молекулярного водорода Н2 равно двум, следовательно, молярная масса эквивалентов водорода

В соответствии с законом Авогадро объем 1 моль водорода при н.у. составляет 22,4 л, следовательно, молярный объем эквивалентов водорода при н.у.

л/моль = 11200 см 3 /моль.

В соответствии с законом эквивалентов масса оксида и объем водорода, вступившие в реакцию, пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Значит,

1 г оксида эквивалентен 421 см 3 водорода,

Мэк(оксид) эквивалентна 11200 см 3 /моль водорода.

Любой оксид состоит из кислорода и другого элемента, соединенных в эквивалентных количествах. Следовательно, молярная масса эквивалента оксида равна сумме молярных масс эквивалентов кислорода и металла, образующего оксид:

Число эквивалентности кислорода zO=2, значит,

Таким образом, молярная масса эквивалентов металла, образующего оксид, составляет

Пример 2.7.В реакцию с 10,0 г едкого натра вступило 22,25 г пирофосфорной кислоты (Н4Р2О7). Найти молярную массу эквивалента, число эквивалентности и основность кислоты в этой реакции.Записатьуравнение реакции.

Решение. В соответствии с законом эквивалентов массы гидроксида натрия и пирофосфорной кислоты, вступившие в реакцию, эквивалентны. Число эквивалентности гидроксида натрия постоянно и равно единице. Следовательно, молярная масса эквивалента гидроксида натрия равна его молярной массе:

На основании закона эквивалентов запишем:

22, 25 г Н4Р2О7 реагируют с 10 г NaOH,

Находим число эквивалентности пирофосфорной кислоты в данной реакции:

Число эквивалентности кислоты в реакции нейтрализации соответствует числу ионов водорода, замещённых катионами металла, т.е. основности кислоты. Следовательно, основность пирофосфорной кислоты в данном случае равна двум и уравнение реакции имеет вид

Закон Авогадро.Открыт в 1811 г. итальянским физиком А. Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

При нормальных условиях (температура 0 о С=273,15 К и давление 1 атм =760 мм рт.ст.= 101325 Па=101,325 кПа) один моль любого газа содержит 6,022045•10 23 6,02•10 23 молекул (постоянная Авогадро) и занимает объем 22 414 см 3 22,4 дм 3 .

Закон Авогадро позволяет определить молярную массу газа, если известна его плотность (ρ) при нормальных условиях:

или плотность при нормальных условиях, если известна молярная масса. Можно также определить молярную массу неизвестного газа (Мх), зная молярную массу известного газа (МВ) и отношение плотностей этих газов (ρх/ρВ):

Отношение ρх/ρВ носит название относительной плотности одного газа по другому и обозначается буквой D. Например, если использовать относительную плотность неизвестного газа по водороду и воздуху, то формула (2.8) запишется следующим образом:

Если условия, при которых находится газ, не сильно отличаются от нормальных, то для определения молярной массы газа используют уравнение состояния идеальных газов Менделеева – Клапейрона.

Пример 2.8.Какой объем занимает 1 г углекислого газа при н.у.?

Решение. Молярная масса углекислого газа СО2 составляет 44 г/моль. Из закона Авогадро следует, что при нормальных условиях

44 г углекислого газа занимают объем 22,4 л,

1 г углекислого газа занимает объем Vo л.

Пример 2.9.Относительнаяплотность газа по водороду составляет 6. Какой объем будут занимать 2 г этого газа при н.у.?

Решение. Определим молярную массу газа по уравнению (2.9а):

М = 2,016 . 6= 12,096 г/моль.

В соответствии с законом Авогадро

12,096 г газа занимают объем 22,4 л,

2 г газа занимают объем Vо л.

Пример 2.10.8,8 г вещества при температуре 22 °С и давлении 500 мм рт.ст. заняло объём 3,68 дм 3 . Какова молярная масса этого вещества?

Решение. Применим формулу Менделеева –Клапейрона (1.2):

Все величины, входящие в формулу, должны быть выражены в одной системе единиц. Используем международную систему единиц СИ: кг, Па, м 3 , R=8,31 Дж/(моль•К).

В этом случае масса вещества составит 8,8•10 -3 кг; температура 273+22=295 К; давление (500/760). 101325= =66661 Па; объём 3,68•10 -3 м3 . Выразим молярную массу из уравнения Менделеева – Клапейрона:

Можно также воспользоваться значением R=62,36 (л•мм рт. ст.)/(моль•К). Тогда

Рассмотренные в этом разделе законы, а также некоторые другие легли в основу атомно-молекулярной теории – основу современной химии.

Атомно-молекулярная теория.Основные положения теории были сформулированы Д. Дальтоном в начале XIX в. Они заключаются в следующем.

1. Каждый элемент состоит из мельчайших частиц, называемых атомами.

2. Все атомы одного элемента одинаковы.

3. Атомы разных элементов обладают разными свойствами.

4. Атомы не создаются и не разрушаются в химических реакциях.

5. В результате комбинации атомов двух или нескольких элементов образуются молекулы.

6. В данном соединении относительные количества атомов разных сортов и сорта этих атомов всегда постоянны.

Для характеристики атомов и молекул используют понятия относительной атомной массы (Аr), относительной молекулярной массы (Mr) и молярной массы вещества (МВ)(см. гл. 1 (Вводный курс)).

Масса атома любого элемента (абсолютная атомная масса атома) равна произведению его относительной атомной массы и атомной единицы массы (а.е.м.):

1 а.е.м. = 1,6606•10 -27 кг.

Пример 2.11.Найти массу атома кислорода (абсолютную массу атома кислорода).

Решение. Масса атома кислорода составляет

Ао = 16 • 1,66•10 -27 = 2,656•10 -26 кг = 2,656•10 -23 г.

Вопросы и задачи для самостоятельной подготовки

1. Сформулируйте закон сохранения массы и границы применимости этого закона.

2. Сформулируйте закон постоянства состава и область применения этого закона.

3. Сформулируйте закон эквивалентов. К каким реакциям применим этот закон?

4. Сформулируйте понятия: эквивалент, число эквивалентности, фактор эквивалентности.

5. Сформулируйте понятия:количество вещества эквивалентов, молярная масса эквивалентов, молярный объем эквивалентов.

6.Определите числа эквивалентности:1) атомарного и молекулярного фтора; 2) магния; 3) оксида серы (IV); 4) гидроксида калия; 5) угольной кислоты; 6) нитрата кальция.

Ответ: 1)1, 2; 2)2; 3)4; 4) 1; 5) 2; 6)2.

7.Определите молярную массу эквивалентов следующих веществ: 1)V2O5; 2) серы в соединении Н2S; 3) соли Na2HPO4 в реакции Na2HPO4 + HCl = NaH2PO4 + NaCl.

Ответ: 1)18,2; 2)16; 3)142.

8.Хлорид металла содержит 25,8 % металла. Вычислите молярную массу эквивалентов металла, если молярная масса эквивалентов хлора составляет 35,5 г/моль.

Ответ:12,3 г/моль.

9.Для реакции с 2 г металла потребовалось 1,12 дм 3 хлора (н.у.). Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида.

Ответ:20; 28 г/моль.

10. Сформулируйте закон Авогадро.

11.Какой объем занимает 1,7 г аммиака при н.у.?

12. Определите относительную плотность кислорода по гелию.

13.Относительнаяплотность газа по азоту составляет 5,214. Вычислите молярную массу газа и объём 2,92 г этого газа при н.у.?

Ответ:146 г/моль; 0,448 л.

14.Найдите массу одной формульной единицы едкого натра.

Ответ:6,64•10 -26 кг.

2.2. Задания для текущих и промежуточных контролей