Основные понятия и законы химии (стр. 3 )

Решение. Запишем уравнение реакции: 2SO2 + O2 = 2SO3

Определим массу оксида серы (VI), который получается при количественном выходе продукта (т. е. теоретически), используя формулу

η = m (X) / mтеор.(X),

где η равно 0,8 (или 80 %) по условию задачи.

Отсюда следует: mтеор(SO3) = m (SO3) / η(SO3) = 20/0,8 = 25 г.

Какое количество вещества оксида серы (VI) составляют 25 г, определим по формуле

ν (SO3) = m (SO3)/ М(SO3) = 25 г/(32 +3∙16) г/моль = 25/80 = 0,3125 моль.

Из уравнения реакции следует, что

ν (SO2)/ ν (SO3) = 2/2, следовательно

ν (SO2) = ν (SO3) = 0,3125 моль.

Осталось определить объем оксида серы (IV) при нормальных условиях: Vо(SO2) = VM ∙ ν (SO2) = 22.4 л/моль ∙0,3125 моль = 7 л.

Ответ: для получения 20 г оксида серы (VI) SO3 потребуется 7 л оксида серы (IV) SO2.

Задача 4. К раствору, содержащему 25,5 г нитрата серебра, добавили раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какова масса образующегося осадка?

Решение. Запишем уравнение протекающей реакции:

2AgNO3 + Na2S = Ag2S↓ + 2NaNO3.

Так как, количество вещества и масса продукта рассчитывается на основе массы и количества вещества, взятого в недостатке, следовательно, сначала необходимо определить количества веществ нитрата серебра и сульфида натрия:

ν (AgNO3) = m (AgNO3)/ М(AgNO3) = 25,5 г / 170 г/моль = 0,15 моль;

ν (Na2S) = m (Na2S)/ М(Na2S) = 7,8 г / 78 г/моль = 0,1 моль.

Согласно уравнению реакции: на каждые 2 моль AgNO3 требуется 1 моль Na2S (т. е. в два раза меньше), значит:

на 0,15 моль AgNO3 » » » » ν’ моль Na2S.

Тогда ν’(Na2S) = ½ ∙ 0,15 моль = 0,075 моль,

следовательно, сульфид натрия взят в избытке и расчет необходимо вести по количеству вещества AgNO3.

Из уравнения реакции следует:

ν(Ag2S) = ν (Na2S) = ν (AgNO3)/2 = 0,15 моль/2 = 0,075 моль.

Теперь можно определить массу сульфида серебра, выпавшего в осадок: m(Ag2S) = М(Ag2S) ∙ ν(Ag2S) = 248 г/моль ∙ 0,075 моль = 18,6 г.

Ответ: масса образовавшегося осадка равна 18,6 г.

2.4 Закон кратных отношений

Что происходит, если два элемента могут образовывать между собой несколько химических соединений? В 1803 г. великий английский химик в 1803 г. Дж. Дальтон показал:

● Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и туже массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Этот закон подтвердил атомистические представления о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных соотношениях, следовательно, химические соединения различаются на целое число атомов. Они представляют собой наименьшее количество элемента, вступающего в соединение. Например, на 1 г азота в его оксидах N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28; и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5.

Однако в случае соединений переменного состава закон кратных отношений неприменим.

2.5 Закон постоянства состава

Этот закон был открыт французским ученым Ж. Прустом в 1801 г.:

● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO2, т. е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1.

Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона.

Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава (чаще всего это - оксиды, сульфиды, нитриды гидриды и т. д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO0.8–1.2 и TiO1.9–2.0.

Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства.

2.6 Закон эквивалентов

Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И. Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента.

● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Для решения некоторых химических задач пользуются другой формулировкой этого закона:

● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

mA/mB = ЭА/ЭВ,

где mA и mB – массы реагирующих веществ А и В,

ЭА и ЭВ – эквивалентные массы этих веществ.

2.7 ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Закон объемных отношений Гей-Люссака.

Гей-Люссак, изучая взаимодействие газообразных веществ, вывел следующий закон:

● Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам получающихся газов как небольшие целые числа.

Например, один объем водорода реагирует с одним объемом хлора и получаются два объема хлороводорода: H2 + Cl2 = 2HCl.

Закон Авогадро.

Объяснил эти простые отношения между объемами газов при химических реакциях итальянский физик А. Авогадро в 1811 г.:

● Равные объемы любых газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Это означает, что объем газа при заданных условиях не зависит от химической природы газа, а определяется только числом частиц. Этот закон хорошо объяснял экспериментальные факты. Например, из одного объема хлора и одного объема водорода можно получить два объема хлороводорода только в том случае, если молекулы хлора и водорода «раскалываются» пополам, давая начало двум новым молекулам. А это означает, что молекулы хлора и водорода должны состоять из нескольких атомов, число атомов должно быть четным и минимальное их количество равно двум:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Если согласно закону Авогадро в равных объемах газов при одинаковых условиях имеется одинаковое число молекул, то можно сделать и обратное заключение – одинаковое число молекул любого газа при равных условиях занимает один и тот же объем. С другой стороны, один моль любого вещества содержит одинаковое количество молекул (по определению), следовательно, один моль любого газообразного вещества при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

Из законов объемных отношений Гей-Люссака и Авогадро вытекают важные следствия:

1. Объем одного моля любого газа при нормальных условия* составляет 22,4 л (точнее 22,414 л) и называется молярным объемом.

В общем виде это можно выразить следующим соотношением:

VM = V / ν,

где VM – молярный объем, 22,4 л/моль;

V – это объем газа, л;

ν – количество вещества данного газа, моль.

* Нормальными условиями (н. у.) называются следующие: давление 101,3 кПа или 760 мм рт. ст.; температура 0oС или 273 К.

Пользуясь этой величиной, можно рассчитать массу заданного объема газа, объем заданной массы газа, наконец, молярную массу газа, если известны объем и масса газа. При этом необходимо знать и физические условия, при которых находится газ.

2. Массы равных объемов двух газов должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы:

m1/m2 = M1/M2,

где m1 и m2 – массы первого и второго газов;

M1 и M2 – молярные массы первого и второго газов.

Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, которые отличаются от нормальных. Тогда для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются уравнением, которое объединяет газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

PV /T = PoVo/To,

где V – объем газа при давлении Р и температуре Т;

Vо – объем газа при нормальных условиях (Ро и То).

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯЧ ЗАДАЧ

Задача 1. Вычислить объем следующих газов при нормальных условиях (н. у.), если взято; а) 2 моль азота; б) 56 г азота.

Решение. а) Для расчета объема газа через количество вещества используем уравнение

V = VM ∙ ν,

тогда V (N2) = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.

Причем, исходя из первого следствия из закона Авогадро, такой объем будут занимать 2 моль любого газа при данных условиях.

б) Чтобы воспользоваться этим же уравнением, необходимо сначала рассчитать, какое число молей соответствует 56 г азота (молярная масса азота равна 28 г/моль):

ν = m/M = 56 г/28 г/моль = 2 моль,

тогда V (N2) = VM ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.

Ответ: а) 2 моль азота занимают объем 44,8 л;

б) 56 г азота занимают объем 44,8 л.

Задача 2. При одинаковых условиях имеются 1 л водорода и 3 л аммиака. Какое число молекул содержится в данных объемах этих газов?

Решение. Так как, один моль любого вещества содержит 6,02∙1023 молекул, атомов или других структурных единиц, а с другой стороны один моль любого газа при н. у. занимают объем 22,4 л, тогда можно определить, сколько молекул содержится в 1 литре водорода при н. у.:

22,4 л водорода содержат 6,02∙1023 молекул

1 л водорода содержит N молекул,

отсюда N = 1л ∙ 6,02∙1023 молекул/22,4 л = 2,69 ∙1022 молекул водорода.

Согласно закону Авогадро в равных объемах различных газов содержится одинаковое число молекул, следовательно, в 1 литре аммиака при тех же условиях также будет содержаться 2,69 ∙1022 молекул, а в трех литрах аммиака, соответственно, в 3 раза больше:

N = 3 ∙ 2,69 ∙1022 молекул = 8,08∙1022 молекул аммиака.

Ответ: в 1 л водорода содержится 2,69 ∙1022 молекул водорода, а в трех литрах аммиака - 8,08∙1022 молекул аммиака.

Задача 3. Какую массу будет иметь азот объемом 30 л при нормальных условиях?

Решение. Молярный объем газа при н. у. составляет VM = 22,4 л/моль. В соответствии с формулой VM = V / ν, можно рассчитать количество вещества молекулярного азота

V (N2) = VM ∙ ν,