Стехиометрические законы химии (стр. 2 )

Интересно заметить, что получить оксид железа FeO точного состава не удается. Такое же явление обнаруживается и среди оксидов цинка, титана или свинца.

Нагревание веществ приводит к удалению кислорода из твердых оксидов, что вызывает изменение их цвета.

Итак, даже кристаллические вещества атомного и ионного строения не подчиняются закону постоянства состава, нестехиометрический состав таких соединений обеспечивается образованием дефектов — катионных или анионных вакансий в ионных кристаллах или нейтральных вакансий в атомных решетках при их получении.

Вещества, построенные из молекул. Полностью очистить одно вещество от другого принципиально невозможно [1,2]. Химическая природа и количество примесей зависят от способа получения веществ, в частности от исходного состава. Следовательно, вещество вода, как и любое другое вещество, имеет переменный состав и в этом смысле не подчиняется закону постоянства состава. В то же время очевидно, что состав молекул воды H2O не зависит от способа получения. Для молекул (а не веществ!) закон постоянства состава совершенно строг.

Все газообразные вещества действительно имеют строго определенный состав независимо от способа их получения, например газообразная вода или диоксид углерода. В газовой фазе оксид железа представляет собой двухатомную молекулу точного состава FеО.

В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.

Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решетками) не является постоянным и зависит от условий получения.

Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.

Закон Авогадро.

Современная формулировка закона Авогадро звучит так:

«В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул».

Таким образом, если V1 =V2 , Т1 =Т2, Р1 =Р2, то N1 = N2.

Закон был открыт итальянским ученым А. Авогадро в 1811 г. и получен как результат сопоставления плотностей и молярных масс газов, а также изучения объемных соотношений газообразных веществ в химических реакциях.

Следствием закона является утверждение, что при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который, как показывает эксперимент, приблизительно равен 22,4 л при нормальных условиях (0 °С или 273,15 К и давление 1 атмосфера или 101 325 Па).

Расстояния между молекулами газа несравнимо больше диаметра самих молекул. Объем порции газа поэтому зависит не от размера молекул, а от расстояний между ними.

Закон Авогадро, как и его следствия, точно выполняется для так называемого идеального газа. Идеальным называется газ, образованный молекулами, являющимися материальными точками (т. е. имеющие нулевой объем), которые взаимодействуют между собой (при столкновениях) только упруго (т. е. без потери энергии).

Объем, который занимает 6,02 х 1023 молекул любого газа при нормальных условиях, приблизительно равен 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа Vm (первое следствие из закона Авогадро). Молярный объем газа выражают в единицах: м3/моль (метр кубический на моль) и в л/моль (литр на моль). Итак, молярный объем вещества Vm – это отношение объема порции вещества V(х) к его количеству вещества n(х) в этой порции:

Vm = V(х) / n(х) или n(х) = V(х) / Vm

Для твердых или жидких веществ молярный объем выражается обычно в см3/моль. Например, молярный объем железа:

Vm(Fe) =M(Fe)/ ρ(Fe) =56 г/моль / 7,9 г/см3

Молярный объем вычисляется по молярной массе и плотности вещества:

Vm = M(х) / ρ(х)

Поскольку моль любого атомного вещества содержит одинаковое число атомов, очевидно, что молярный объем простого вещества, образованного атомами, пропорционален объему этих атомов. Чем больше молярный объем, тем больший объем занимает каждый его атом, тем больше по размеру его атомы.

Рассчитаем объем, который занимает при нормальных условиях (н. у.) 6,02×1023 молекул некоторых газов. Для этого молярную массу газа M разделим на плотность данного газа ρ (массу 1 л данного газа в граммах) при нормальных условиях:

V = M / ρ

Расчет относительной плотности газов

(второе следствие из закона Авогадро).

Из закона Авогадро следует, что плотность любого газа можно рассчитать о формуле:

ρ = M/Vm,

где М - молярная масса газа; Vm - молярный объем газа.

Отношение плотностей двух газов при одинаковых условиях называется относительной плотностью одного газа по другому (D):

ρ1 / ρ2 = D

Пусть ρ1 = M1 / Vm, ρ2 = M2 / Vm, тогда ρ1 / ρ2 = M1 / M2 .

Аналогично можно записать: ρ1 = m1 / V1 , ρ2 = m2 / V2 , тогда ρ1 / ρ2 = m1/ m2, где m1 и m2 – массы равных объемов (V1 =V2) различных газов при одинаковых условиях.

Таким образом, из закона Авогадро следует:

Отношение масс (m1 и m2) равных объемов (V1=V2) различных газов при одинаковых условиях равно отношению их молярных или относительных молекулярных масс:

m1 / m2 = M1 / M2 или m1 / m2 = Mr1 / Mr2

Итак, относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс:

ρ1 / ρ2 = D , D = M1 / M2 или D = Mr1 / Mr2

Часто определяют относительную плотность газов по водороду (самый легкий из всех газов) или по воздуху.

Расчет относительной плотности газов по водороду. Относительная молекулярная масса водорода М(Н2) = 2 г/моль, относительную плотность газа по водороду рассчитывают по формуле:

D(Н2) = M1 / 2

Расчет относительной плотности газа по воздуху. Относительная молекулярная масса воздуха М(в) = 29 г/моль, относительную плотность газа по воздуху рассчитывают по формуле:

D(в) = M1 / 29

Относительная плотность показывает, во сколько раз один газ тяжелей другого.

Количество вещества. Моль.

В химии есть особая единица количества вещества “моль”. Это понятие введено в химию в 1973 году.

Из уравнения реакции

2К + Н2 = 2КН

следует, что отношение числа вступивших в реакцию формульных единиц (в данном случае - атомов) калия к числу вступивших в реакцию молекул водорода равно 2 к 1, то есть

N(К) : N(Н2) = 2 : 1.

Если для проведения реакции мы возьмем, например, 1.1020 атомов калия, то, для того, чтобы все они прореагировали, потребуется 0,5.1020 молекул водорода.

Как отмерять взятые для реакции вещества, чтобы они прореагировали без остатка?
Очевидно, что отмерять вещества следует по числу атомов, молекул (для молекулярных веществ) или формульных единиц (для немолекулярных веществ). Обобщенно атомы, молекулы, формульные единицы и другие составные части вещества называют структурными элементами. Число таких структурных элементов в порции вещества является физической величиной, называемой количеством вещества.

Количество вещества – физическая величина, равная числу структурных элементов, составляющих систему.
Идея использования в химии количества вещества заключается в том, что структурные единицы вещества слишком мелки и характеризовать ими каждую порцию вещества крайне неудобно.

Следовательно, за единицу измерений количества вещества следует принять порцию («пакет») из определенного и всегда одинакового числа частиц, достаточно большую, чтобы ее легко можно было взвесить.

Поэтому количество вещества измеряют «пакетами» по 6,022.1023 частиц. Такой «пакет» представляет собой единицу количество вещества, называемую «моль», а величина, показывающая массу одного моля вещества – молярная масса.

Физическая величина, показывающая, сколько частиц содержится в одном моле вещества, называется постоянной Авогадро и обозначается NA. Числовое значение постоянной Авогадро {NA} называется числом Авогадро.

Таким образом, Моль – порция из {NA} частиц.

В Международной системе единиц определение моля формулируется несколько иначе.

Моль – единица измерений количества вещества, равная количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в 12 граммах углерода-12.

Но так как в 12 г углерода-12 содержится {NA} штук атомов углерода, оба эти определения не противоречат друг другу.
Применяются кратные и дольные единицы, производные от моля: 1 кмоль = 1000 моль, 1 ммоль = 0,001 моль и так далее.
Слово "моль" как обозначение единицы измерений не склоняется (5 моль; 0,25 моль), а в качестве названия единицы измерений (в тексте и устной речи) склоняется как существительное мужского рода (четверть моля, пятью молями, двух молей и тому подобное).
Теперь запишем формально не строгое, но понятное определение количества вещества:

Количество вещества – число частиц (структурных единиц), измеряемое в молях (то есть, порциями по 6,02.1023 штук).

  Таким образом количество вещества - это мера числа структурных единиц, определяемая выражением:

n(х)=N(x)/ NA , (1)

где n(х) – количество вещества, х – частица вещества, N(x) – число структурных единиц (частиц – атомов, молекул, ионов и т. д.) в данной порции вещества, NA – число Авогадро (6,022.1023 моль-1).

Масса одного атома углерода составляет 19,93.10-27 кг. Число атомов в 0,012 кг (12 г.) углерода равно:

1 атом (С) - 19,93.10-27 кг.

х атомов (С) - 0,012 кг/моль, х = 0,012 кг/моль/19,93.10-27 кг.,

х = 6,02.1023 моль-1

Зная массу одной молекулы Н2SO4, можно рассчитать число молекул Н2SO4 в 0,098 кг серной кислоты: