Основные понятия и законы химии (стр. 4 )

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. альтон 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,

где ν = V / VM = 30/22,4 = 1,34 моль.

Определяем массу азота:

m (N2) = M(N2) ∙ ν(N2),

m (N2) = 28 ∙ 1,34 = 37,52 г.

Ответ: 30 л азота при нормальных условиях имеют массу 37,52 г.

Задача 4. Какой объем займет при температуре 20оС и давлении 250 кПа амммиак массой 51 г?

Решение. Объем аммиака при нормальных условиях найдем по формуле

Vо = VM ∙ ν(NH3).

Определяем количество вещества аммиака:

ν (NH3)= m/M(NH3) = 51/17 = 3 моль.

Тогда Vо = VM ∙ ν(NH3) = 22,4 ∙ 3 = 67,2 л.

Используя формулу

PV /T = PoVo/To,

выведем из нее формулу для расчета объема газа при условиях, отличных от нормальных:

V(NH3) = PoVo T / To P.

Подставляем данные из условия задачи: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения; температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 20 = 293 К:

V(NH3) = 101,3 ∙67,3 ∙293 / 250 ∙273 = 29,2 л.

Ответ. При данных условиях 51 г аммиака занимают объем 29,2 л.

Задача 5. При температуре 25оС и давлении 99,3 кПа некоторое количество газа занимает объем 152 мл. Определить, какой объем займет это же количество газа при 0оС и давлении 101,3 кПа.