Общая химия (стр. 2 )

Моль эквивалента – количество вещества, cодержащего 6,02*1023 эквивалентов. Массу одного моля эквивалента вещества называют молярной массой эквивалента вещества (Мэ), измеряют в г/моль и рассчитывают по формулам:

Мэ=m/nэ; Мэ=fэ*М,

где М – молярная масса вещества, г/моль; νэ – количество эквивалента вещества, моль.

Для расчета молярной массы эквивалента вещества можно использовать следующие формулы:

1. Для простого вещества:

Мэ=МА/В,

где МА – молярная масса атомов данного вещества; В – валентность атома, например, Мэ(Al)=27/3=9 г/моль.

2. Для сложного вещества:

Мэ=М/В*n,

где В – валентность функциональной группы; n – число функциональных групп в формуле молекулы вещества.

Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – ион гидроксила, для солей – ион металла, для оксидов – оксидообразующий элемент.

Мэ кислоты=Мкислоты/основность кислоты.

Основность кислоты определяется числом протонов, которое отдает молекула кислоты, реагируя с основанием. Например, Мэ(H2SO4)=98/2=49 г/моль.

Мэ основания = Моснования/кислотность основания.

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединяемых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой. Например, Мэ(NaOH)=40/1=40 г/моль.

Мэ соли=Мсоли/(число атомов металла*валентность металла).

Например, Мэ(Al2(SO4)3)=342/(2*3)=57 г/моль.

Мэ оксида=Моксида/(число атомов оксидообразующего элемента * валентность элемента).

Например, Мэ(Al2O3)=102/(2*3)=17 г/моль.

В общем случае молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

3. Для окислителя, восстановителя:

Мэ=М/Z,

где Z – эквивалентное число.

Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (Т=273,15 К, Р=101,325 кПа или 760 мм рт. ст.) занимает объем, равный 22,4 л; этот объем называется молярным объемом Vм. Исходя из этой величины, можно рассчитать объем одного моля эквивалента газа (Vэ, л/моль) при нормальных условиях. Например, для водорода Э(Н2)=1/2Н2, моль эквивалента водорода в два раза меньше его моля молекул и поэтому объем одного моля эквивалента водорода также в два раза меньше его молярного объема: 22,4 л/2=11,2 л. Для кислорода Э(О2)=1/4 О2, отсюда объем одного моля эквивалента кислорода в четыре раза меньше его молярного объема: 22,4 л/4=5,6 л.

В общем случае

Vэ=fэ*Vм.

1.3. Основные законы химии

1. Закон сохранения массы веществ ( ; 1756 г.):

масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава.

Имеет различные формулировки:

·  состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения (более точная современная формулировка);

·  любое сложное вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав;

·  соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

3. Закон кратных отношений (Дальтон, 1803 г.):

если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями, подтвердил атомистические представления. Наименьшее количество элемента, вступающее в соединение, - это атом. Следовательно, в соединение может вступать только целое число атомов, а не дробное. Например, массовые соотношения С:О в оксидах СО2 и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение кислорода, связанное с постоянной массой углерода в СО2 и СО, равно 2:1.

4. Закон объемных отношений (ЗАКОН ГЕЙ-ЛЮССАКА):

объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

5. Закон Авогадро (1811 г.):

в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Постоянная Авогадро NA=6,02*1023 моль -1- число структурных единиц в одном моле вещества.

Следствия из закона Авогадро:

а) при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем;

б) при н. у. (273,15 К и 101,325 кПа) молярный объем (Vм) любого газа равен 22,4 л/ моль.[1]

6. Уравнение состояния идеального газа – Менделеева-Клапейрона:

PV=mRT/M,

где Р – давление газа, Па; V – объем газа, м3; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*К.

7. Закон парциальных давлений (закон Дальтона):

Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.[2]

8. Закон эквивалентов.

Имеет несколько формулировок:

· массы участвующих в реакции веществ пропорциональны их молярным массам эквивалента:

m1 / m2 = M Э1/ M Э2 = …;

· все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, т. е. количества молей эквивалента веществ, участвующих в реакции, равны между собой:

νэ1=νэ2= …;

m1 / M Э1= m2 / M Э2=… ..

Для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон эквивалентов записывают следующим образом:

СЭ1*V1=CЭ2*V2,

где СЭ1, СЭ2 – нормальные концентрации или молярные концентрации эквивалента первого и второго растворов, моль/л; V1 и V2 – объемы реагирующих растворов, л.

2. СОВРЕМЕННАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

2.1. Общие положения

Согласно современным представлениям, атом – это наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств. Атом электрически нейтрален и состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые движутся определённым образом вокруг ядра. Ядро атома, не изменяющееся в ходе химических реакций, составляет его фундаментальную основу и определяет индивидуальность элемента. Поэтому значение заряда ядра выбрали за основной признак, по которому атомы относят к разным видам – химическим элементам.

Ядра атомов включают два вида элементарных частиц: протоны и нейтроны.

Основные характеристики электрона, протона и нейтрона приведены в табл. 2.1.

Таблица 2.1

Сведения о некоторых элементарных частицах.

Частица	Символ	Масса	Заряд
кг	а. е.м.	Кл.	Усл.
протон	p	1, 673 10-27	1, 007276	1, 602 10-19	+1
нейтрон	n	1, 675 10-27	1, 008665	0	0
электрон	e	9, 109 10-31	0, 000547	1, 602 10-19	-1

Каждый протон несёт положительный заряд, численно равный заряду электрона. Нейтрон же не несёт никакого электрического заряда. Отсюда следует вывод: заряд ядра определяется числом протонов. Количество протонов в ядре атома совпадает с порядковым номером элемента (Z) в периодической системе элементов .

Как видно из данных табл. 2.1, масса электрона почти в 1840 раз меньше массы протона и нейтрона. В ядре сосредоточено 99,9% массы атома, поэтому масса атома практически равна массе ядра – сумме масс протонов и нейтронов.

Общее число протонов (Z) и нейтронов (N) в ядре называется массовым числом A:

A=Z+N.

Поскольку массы протона и нейтрона практически равны 1а. е.м., то масса атома в а. е.м., как и относительная атомная масса, численно совпадает со значением массового числа А.

Силы, удерживающие протоны и нейтроны в ядре, называют ядерными. Это чрезвычайно большие силы, действующие на очень коротких расстояниях (порядка 10-13 см) и превосходящие силы отталкивания. Природу этих сил изучает ядерная физика.

Исследования показали, что в природе атомы одного и того же элемента имеют различные атомные массы. Так, атомы хлора имеют массу 35 и 37. Ядра этих атомов содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов. Атомы с одинаковым числом протонов, но с различным числом нейтронов называются изотопами. Для обозначения изотопов пользуются обычными символами соответствующих элементов, добавив к ним слева вверху индекс, указывающий массовое число изотопа, внизу – индекс, указывающий количество протонов, равное порядковому номеру (Z) элемента (). Пример – изотопы водорода:

– протий (1р, 0n)

– дейтерий (1р, 1n)

– тритий (1р, 2n)

В периодической таблице элементов приводятся усреднённые значения относительных атомных масс с учётом распространённости различных изотопов в природе.

Атомы с различным числом протонов Z и нейтронов N, но с одинаковым числом нуклонов (Z+N) называются изобарами, а с одинаковым числом нейтронов (N) – изотонами.

Примеры изобаров и изотонов:

Изобары Изотоны