Хімія

Тема 1

Основні поняття і закони хімії


Ключові терміни:

I Наслідок закона Авогадро, II Наслідок закону Авогадро, Абсолютна маса атома, Алотропія, Атом, Відносна атомна маса, Відносна молекулярна маса, Еквівалентна маса, Еквівалентна маса бінарної сполуки, Еквівалентна маса йона, Еквівалентна маса кислоти, Еквівалентна маса оксиду, Еквівалентна маса основи, Еквівалентна маса складної речовини, Еквівалентна маса солі, Еквівалентом, Закон Бойля-Маріотта, Закон Гей-Люссака, Закон Шарля, Закон еквівалентів, Кількість еквівалентів, Кількість речовини, Молекула, Моль, Моль еквівалентів сполуки, Нормальними умовами, Нуклони, Простими речовинами, Складними речовинами, Хімічний елемент, Хімічні реакції, алотропами, алотропними модифікаціями, атомною одиницею маси, бертолідами, відносною густиною, гетерогенні, гомогенні, дальтонідами, еквівалентний об’єм, екзотермічні, ендотермічні, закон Авогадро, закон Мозлі, закон збереження маси, закон об'ємних співвідношень, закону збереження енергії, закону сталості складу, молекула, молярним об’ємом, наслідок закона збереження маси, необоротні, оборотні, окисно-відновні реакції, принцип незнищуваності матерії та руху, реакції заміщення, реакції невалентних перетворень, реакції обміну, реакції розкладу, реакції сполучення, рівняння Менделєєва-Клапейрона, рівняння хімічної реакції, сталою Авогадро, стехіометричні коефіцієнти, універсальний газовий закон, універсальну газову сталу, фактором еквівалентності, ізобари, ізотопи, ізотопії

1.1    Основні положення атомно-молекулярної теорії

Згідно з сучасними уявленнями основні положення атомно-молекулярної теорії зводяться до наступних тез:

  1. Частинки речовин безперервно рухаються.
  2. Між частинками речовини діють сили взаємного притягання і відштовхування.
  3. Між складовими частинками речовини є відстані, розмір яких залежить від агрегатного стану.
  4. Молекули складаються із атомів.
  5. Молекули зберігаються при фізичних явищах і руйнуються під час хімічних реакцій.
  6. Атоми під час хімічних процесів залишаються  неподільними, але перегруповуються, внаслідок чого утворюються нові сполуки.
  7. Різноманітність речовин у природі зумовлена різними сполученнями атомів, завдяки чому можуть виникати речовини з молекулярною або немолекулярною будовою.

1.2    Найважливіші поняття атомно-молекулярного вчення

Згідно з атомно-молекулярним вченням, головними об’єктами хімії є атоми, молекули, хімічні елементи, прості та складні речовини.

1.2.1    Атом

Атоми – хімічно неподільні частинки, що зберігаються під час хімічних реакцій,але при цьому частково може змінюватися будова електронної оболонки. Проте атоми руйнуються у процесі ядерних реакцій.

Атомце найменша, хімічно неподільна, електронейтральна частинка елемента, яка складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної оболонки.

Атом – це система, що складається з ядра і електронної оболонки (рис.1.1). До складу атомного ядра, радіус якого у 10000 разів менший (10–14–10–15м) за радіус атома (~10–10м), входять ядерні частинки нуклони.

Рисунок 1.1 – Спрощена модель будови атома и атомного ядра

Нуклони – це позитивно заряджені протони й електронейтральні нейтрони. Електронна оболонка, розмір якої визначає радіус усього атома, – це сукупність електронів. Позитивний заряд ядра визначається кількістю протонів і дорівнює за абсолютною величиною негативному заряду електронної оболонки, який відповідає кількості електронів. Завдяки рівності за абсолютною величиною зарядів протонів і електронів атом є електронейтральним. Протони, нейтрони і електрони об’єднуюються спільною назвою – субатомні частинки.

Маси протону і нейтрону практично однакові, а маса електрона у 1836 разів менше, тому уся маса атома фактично зосереджена в його ядрі. З цієї причини густина речовини в ядрі фантастично велика – порядку 1013–1014г/см3. Маси атомiв різних елементів коливаються від 1,67·10–27кг (атом гідрогену) до 4,42·10–25кг (атом мейтнерію – елемента № 109).

Кількісними характеристиками атома є заряд ядра і відносна атомна маса Аr. Ці величини зазначаються у періодичній системі елементів.

Заряд ядра атома дорівнює порядковому номеру елемента (закон Мозлі).

Оскільки маси атомів дуже малі, в хімії впроваджена позасистемна одиниця вимірювання, яка називається атомною одиницею маси (а.о.м.) і дорівнює одній дванадцятій маси атома ізотопу карбону–12 (m (атома12С) = 19,92·10–27кг):

Відносна атомна маса Аrце фізична величина, що дорівнює відношенню середньої маси атома елемента до однієї дванадцятої маси атома ізотопу карбону-12:

У системі вимірювань СI Аr – безрозмірна величина. Позасистемна одиниця вимірювання відносної атомної маси – а.о.м. Абсолютна маса атома дорівнює добутку його відносної атомної маси на 1/12 маси атома карбону –12, наприклад:

m(ат.О)=Аr(О)·1,66·1027 = 16·1,66·1027 = 26,56·1027кг.

Атом є носієм хімічних властивостей елемента. Разом з цим у атомів одного елемента можуть бути різні маси внаслідок явища ізотопії, при якому атоми одного елемента містять однакову кількість протонів у ядрі, але різну кількість нейтронів, що позначається на їх масі.

1.2.2    Молекула

Молекули – це реально існуючі природні об’єкти, що підтверджується багатьма експериментально доведеними фактами.

Молекулаце найменша частинка речовини, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічні властивості речовини.

Як матеріальні частинки молекули мають розміри і маси. Розміри молекул коливаються у межах 10–10–10–7м. Маса окремої молекули надзвичайно мала. Так, маса молекули води складає 2,895·10–26кг.

Молекула зберігає хімічні властивості речовини. Відомо, що речовина характеризується певними фізичними і хімічними властивостями. Фізичні властивості – це агрегатний стан, густина, температури кипіння і плавлення, електропровідність, діелектрична проникність, колір, запах, смак тощо. Зрозуміло, що перелічені властивості речовин можуть бути притаманні не одній молекулі, а досить великій їх сукупності. Однак молекула має й власні фізичні властивості: дипольний та магнітний моменти, здатність до поляризації тощо. А хімічні властивості речовини (здатність вступати у хімічну взаємодію з іншими речовинами) повною мірою належать і кожній окремій молекулі.

Молекули складаються з атомів, які сполучені між собою хімічними зв’язками у певній послідовності і певним чином орієнтовані у просторі (рис.1.2). Кількість атомів у молекулі коливається від двох (Н2, О2, НСl) до декількох тисяч (вітаміни, гормони, білки). Атоми благородних газів (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) іноді називають одноатомними молекулами. Склад молекули – найважливіша характеристика молекули і речовини – описується хімічними формулами.

Рисунок 1.2 – Схематична модель молекули NH3

Між молекулами є відстані, що зумовлені агрегатним станом речовини: у газах вони складають 10–8–10–7м, у твердих тілах – приблизно 10–10м.

При фізичних явищах молекули зберігаються, а при хімічних перетвореннях – руйнуються, утворюючи нові речовини.

Кількісною характеристикою молекули є відносна молекулярна маса Мr.

Відносна молекулярна маса Мrце відношення середньої маси молекули речовини до 1/12 маси атома Карбону–12.

У системі СІ відносна молекулярна маса Mr – безрозмірна величина, а позасистемною одиницею її вимірювання є а.о.м.

Відносна молекулярна маса Мr дорівнює сумі відносних атомних мас Аr елементів, що входять до складу молекули, з урахуванням кількості атомів кожного елемента, наприклад:

Mr(SO2) = Ar(S) + 2 Ar(O) = 32 + 2·16 = 64 а.о.м.

Абсолютна маса молекули визначається як добуток Мr на атомну одиницю маси:

m(молекули SO2) = Mr(SO2)·1,66·1027 = 64·1,66·1027 = 1,06·1025кг.

Молекулярну будову мають органічні сполуки і частина неорганічних речовин, але більшість неорганічних речовин складається з йонів, в яких носіями хімічних властивостей є умовні частинки – асоціати йонів. Тому до речовин іонної будови неможливо застосовувати поняття «молекула» так само як і до металів та їх сплавів, кристалічна rратка яких має свої специфічні особливості. Таким чином, з сучасної точки зору молекулаце найменша електронейтральна замкнута сукупність атомів, що утворює певну структуру за допомогою хімічних зв’язків.

1.2.3    Хімічний елемент

Нині відомо 118 хімічних елементів: з них 89 виявлені у природі, а інші отримані штучно під час ядерних реакцій.

Хімічний елементце вид атомів з однаковим зарядом ядра.

Кожний елемент має свою назву і символ. Назви елементів з порядковими номерами 104-109 затверджені радою IUPAC (1997 р.) Пізніше були названі інші елементи. Тепер елемент №104 має такі назву і символ: Резерфордій Rf, №105 – Дубній Db, №106 – Сиборгій Sg, №107 – Борій Bh, елемент №108 – Хассій Hs, №109 – Мейтнерій Mt, №110 – Дармштадтій Ds. Хімічні елементи №№111-118 ще не одержали офіційних назв, тому їх поки що називають за порядковими номерами, наприклад: №111 – Унунуній Uuu (один, один, один); №112 – Унунбій Uub (один, один, два) і т.д.

Хімічний символ означає, по-перше, назву елемента, по-друге, – один атом цього елемента при записах формул хімічних реакцій.

Останнім часом відповідно до Державного стандарту України (ДСТУ 2439-94) українські назви хімічних елементів вживаються як похідні від  латинських назв (табл.1.1). Вони записуються з великої літери на відміну від назв простих речовин і атомів, наприклад: Гідроген Н, Карбон С, Оксиген О, Нітроген N – елементи; водень Н2, вуглець С, кисень О2, азот N2 – прості речовини чи атоми.

Таблиця 1.1 – Назви деяких хімічних елементів

Хімічний символ Вимова хімічного символа Українська назва
хімічного елемента простої речовини чи окремого атома

Ag

Аргентум

Аргентум

срібло

As

Арсенікум

Арсен

арсен, миш’як

Au

Аурум

Аурум

золото

Ві

Вісмут

Бісмут

бісмут

C

Це

Карбон

вуглець

Cl

Хлорум

Хлор

хлор

Cu

Купрум

Купрум

мідь

F

Флуорум

Флуор

фтор

Fe

Ферум

Ферум

залізо

H

Аш

Гідроген

водень

Hg

Гідраргірум

Меркурій

ртуть

Mn

Манган

Манган

марганець

N

Ен

Нітроген

азот

Ni

Нікель

Нікель

нікель

O

О

Оксиген

кисень

P

Пе

Фосфор

фосфор

Pb

Плюмбум

Плюмбум

свинець

S

Ес

Сульфур

сірка

Sb

Стибіум

Стибій

антимон, сурма

Si

Силіціум

Силіцій

кремній

Sn

Станум

Станум

оливо, цина

Носієм властивостей хімічних елементів є атом. Входячи до складу  різних речовин, атоми кожного елемента надають їм певних властивостей. Так, речовини NaCl, Na2S, Na2O мають деякі спільні властивості завдяки наявності йона Na+, але також і відмінності за рахунок йонів Cl, S2–, O2–.

Основною кількісною характеристикою елемента є заряд ядра його атомів Z, що збігається з порядковим номером елемента. У природі відсутні різні хімічні елементи, які мали б однаковий заряд ядра, тому можна однозначно визначити елемент за зарядом ядра його атома. Відносна атомна маса Аr теж деякою мірою може правити кількісною характеристикою елемента, але не вичерпною, оскільки за величиною Аr неможливо визначити елемент. Існують атоми різних елементів з однаковими Аr – так звані ізобари, наприклад,  і . З іншого боку, як вже згадувалося, існують атоми одного й того самого елемента з різними Аrізотопи, наприклад  і .

Формули ізотопів звичайно записують за допомогою символу хімічного елемента, зазначивши заряд ядра (зліва знизу) і масового числа (зліва зверху). Винятком є ізотопи елемента Гідрогену, для яких поряд з традиційною символікою допускаються й індивідуальні  назви і позначення (рис. 1.3).

Рисунок 1.3 – Ізотопи елемента Гідрогену:

Кожний елемент має декілька ізотопів (природних чи штучних), тому в періодичній системі наводиться середня Аr з урахуванням розповсюдженості ізотопів у природі. Так, Хлор має два ізотопи і , тому відносна атомна маса елемента Хлору з урахуванням процентного вмісту ізотопів дорівнює

1.2.4    Прості та складні сполуки

Оскільки речовина – це будь яка сукупність атомів чи молекул, то за складом усі сполуки можна поділити на прості та складні.

Простими речовинами називаються речовини, які складаються з атомів одного елемента; прості речовини – це форма існування хімічного елемента у вільному стані.

Налічується понад 500 простих речовин, а елементів  відомо усього 118. Така розбіжність пояснюється явищем алотропії.

Алотропіяце здатність елемента утворювати декілька простих, відмінних за властивостями речовин, які називаються алотропними модифікаціями, або алотропами.

Наприклад, елемент Оксиген утворює два алотропи: кисень О2 і озон О3; елементи Фосфор Р, Сульфур S – по декілька алотропних модифікацій. Елемент Карбон С утворює такі алотропні модифікації: алмаз, графіт, карбін (ланцюжки типу [TEX]...-C\equiv{C-C}\equiv{C}-...[/TEX] чи ...=С=С=С=С=...) і фулерен С60, молекула якого схожа на футбольний м’яч, тому ця модифікація іноді називається букиболом (рис. 1.4).

Рисунок 1.4 – Алотропні модифікації Карбону

Прості речовини можуть мати молекулярну і немолекулярну будову – атомну чи металічну. Молекулярна будова притаманна кисню, галогенам; атомна – благородним газам, алмазу, графіту; металічна – металам у різному стані.

Складними речовинами називаються речовини, що містять атоми різних елементів, тобто це форма існування елементів у зв’язаному стані.

Складні речовини можуть мати як молекулярну будову (Н2S, CH4, HCl, H2O), так і немолекулярну: іонну (NaCl, Na2O, NaOH) чи металічну (Fe3C – ферум карбід).

1.2.5    Хімічні реакції, їх класифікація

Хімічними реакціями є процеси, при яких змінюється склад сполук внаслідок руйнування зв’язків в одних речовинах і утворення нових сполук.

Хімічні реакціїце явища, при яких відбуваються перетворення одних речовин в інші без змінювання складу атомних ядер.

Для умовного запису хімічних реакцій застосовують рівняння хімічних реакцій, де в лівій частині вказують формули вихідних речовин, а в правій – кінцевих продуктів, що утворилися у результаті реакції (рис.1.5а). Перед формулами всіх речовин проставляють необхідні стехіометричні коефіцієнти – числа (1.5б), за допомогою яких зрівнюють кількості атомів кожного елемента зліва і справа.

Рисунок 1.5 – Хімічна символіка: а) рівняння хімічної реакції; б) відмінність між поняттями коефіцієнт та індекс

Отже, рівняння хімічної реакції - умовний запис, в якому за допомогою хімічних формул сполук і стехіометричних коефіцієнтів зазначають, склад і кількість вихідних речовин і продуктів реакції.

Хімічні реакції завжди супроводжуються фізичними ефектами, які підтверджують перебіг реакції. Візуальними ознаками хімічних реакцій звичайно є виділення газу, випадіння осаду, змінення забарвлення реакційного середовища чи тепловий ефект.

Для хімічних реакцій, що проходять між неорганічними реагентами, найчастіше використовуються такі класифікації.

Рисунок 1.6 – Реакції розкладу

Рисунок 1.7 – Реакції сполучення

Рисунок 1.8 – Реакції заміщення

Рисунок 1.9 – Реакції обміну

Виділення газу

 

Випадіння осаду CuSiO3

 

Виділення енергії при взаємодії K2Cr2O7 + S

Рисунок 1.10 – Ознаки необоротних реакцій

Гетерогенна реакція. Взаємодія лужних металів з водою

Рисунок 1.11 – Приклади реакцій:

  1. За ознакою зміни кількості і складу вихідних речовин та кінцевих продуктів усі реакції поділяються на типи:
    • реакції розкладу,в яких з однієї складної речовини утворюється декілька продуктів (рис.1.6). У загальному вигляді:
    • [TEX]A\rightarrow B+C+D[/TEX].
    • реакції сполучення, в яких з декількох речовин відносно простого складу утворюється одна складніша речовина (рис.1.7):
    • [TEX]A+B+C\rightarrow D[/TEX].
    • реакції заміщення, в яких проста речовина заміщує складову частину складної речовини, внаслідок чого утворюються інші проста та складна речовини (рис.1.8):
    • [TEX]A+BC\rightarrow AB+C[/TEX].
    • реакції обміну, в яких молекули складних речовин обмінюються своїми складовими частинами (рис. 1.9):
    • [TEX]AB+CD\rightarrow AD+BC[/TEX].
  2. За ознакою зміни валентних станів атомів виділяють
    • окисно-відновні реакції, під час яких відбувається змінювання ступенів окиснення у атомів одного чи декількох вихідних речовин. Цей тип реакцій докладно буде розглядатися пізніше, а тут ми обмежимося тільки прикладом окисно-відновної реакції з вказанням ступенів окиснення:
    • реакції невалентних перетворень, в процесі яких змінюється тільки склад речовин, а електронні оболонки окремих атомів залишаються незмінними, а отже й ступені окиснення в атомах всіх елементів не змінюються. Типовими випадками реакцій невалентних перетворень є реакції обміну, а також деякі реакції сполучення та розкладу, наприклад:
  3. Залежно від напрямку перебігу реакції поділяються на
    • оборотні, при яких перебіг реакцій відбувається як у прямому, так і у зворотному напрямку.  Слід пам’ятати, що при запису оборотних реакцій замість знаків рівності чи стрілочки (= чи [TEX]\rightarrow[/TEX]) ставлять дві стрілки, напрямлені у протилежні боки ([TEX]\leftrightarrow[/TEX] або [TEX]\Leftrightarrow[/TEX]).
    • необоротні, що йдуть в одному напрямку до повного витрачання хоча б одного з реагентів. Як правило, необоротні реакції мають одну з таких ознак (рис.1.10): а) продукти, що одержуються, виходять з реакційного середовища у вигляді осаду чи газу; b) утворюються малодисоційовані сполуки (тобто слабкі електроліти: вода, слабка кислота чи слабка основа); с) виділяється велика кількість теплоти (горіння, вибух).
  4. За агрегатним чи фазовим станом реакції поділяються на такі групи (рис.1.11):
    • гомогенні, при яких речовини, що містяться в системі, не відокремлюються одна від одної межною поверхнею;
    • гетерогенні, що характеризуються наявністю поверхні поділу фаз, тобто хоч одна сполука знаходиться в іншому агрегатному стані, ніж решта речовин.
  5. За характером енергетичної дії виділяють такі реакції:

    Фотохімічна реакція

     

    Рисунок 1.12 – Термохімічні реакції: а) екзотермічна реакція згоряння бутану; б) ендотермічна реакція амоніаку з щавлевою кислотою

    Рисунок 1.13 – Приклад фотохімічної реакції при взаємодії складної органічної сполуки люмінолу C8H7N3O2 з окисником у лужному середовищі

    • термохімічні, які супроводжуються тепловим ефектом, тобто енергія підводиться чи відводиться у формі теплоти (рис.1.12). За знаком теплових ефектів реакції поділяються на такі типи:
      • екзотермічні, що супроводжуються виділенням теплоти;
      • ендотермічні, при яких теплота поглинається;
    • фотохімічні, які відбуваються під дією світла чи супроводжуються випромінюванням світлової енергії (рис.1.13);
    • електрохімічні, які протікають під впливом електричної енергії або самі є джерелом електричного струму. Електрохімічні реакції відбуваються в гальванічних елементах, при електролізі та при корозії металів.
  6. Залежно від природи реагуючих частинок реакції можуть бути
    • молекулярними, при яких взаємодія між речовинами проходить внаслідок зіткнення окремих молекул реагуючих речовин;
    • іонними, які протікають при взаємодії між йонами;
    • радикальними, при яких однією з взаємодіючих частинок є радикал. Радикали при запису позначають за допомогою точки поруч з формулою ([TEX] \bullet [/TEX]).
  7. За наявністю стороннього впливу на швидкість реакції вони поділяються на
    • каталітичні, що протікають у присутності каталізаторів – спеціальних речовин, які прискорюють реакцію;
    • некаталітичні, в яких прискорюючий вплив каталізатору відсутній.

Одна й та ж сама реакція залежно від ознаки, що розглядається, може класифікуватися по-різному. Наприклад, синтез NH3 із N2 і H2 у присутності залізного каталізатора є реакцією сполучення і одночасно належить до окисно-відновних, гомогенних, молекулярних, каталітичних, термохімічних і оборотних реакцій.

1.3    Основні закони хімії

1.3.1    Закон збереження маси і енергії

Один з фундаментальних і загальних законів природи – закон збереження маси – був відкритий М.В.Ломоносовим (1748 р.) і Л.Лавуазьє (1789 р.) незалежно один від одного:

Загальна маса речовин, що вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються внаслідок реакції.

Із закону збереження маси речовин випливає важливий наслідок закона збереження маси: кількість атомів кожного елемента до і після реакції залишається постійною (рис.1.14).

Рисунок 1.14 – Реакція між Н2 і О2 з утворенням Н2О – підтвердження наслідку із закону збереження маси: кількість атомів кожного елемента, які містяться у вихідних речовинах, дорівнює кількості атомів цього елемента в продуктах реакції

Сам Ломоносов вважав, що закон збереження маси речовин є частиною більш загального закону природи і може бути поширений на інші форми руху матерії. Він стверджував, що тіло, яке своїм поштовхом збуджує інше тіло до руху, втрачає від свого руху стільки ж, скільки віддає іншому. Згідно з гіпотезою Ломоносова зміни в природі відбуваються так, що коли до чогось дещо додалось, то це відніметься у чогось іншого.

Ця гіпотеза була розвинена лише після відкриття другої частини універсального закону природи – закону збереження енергії (Майер, 1842 р.):

Енергія не виникає і не зникає безслідно, а лише перетворюється з однієї форми в іншу в еквівалентних кількостях.

Закони збереження маси і енергії відображають принцип незнищуваності матерії та руху, сутність якого у сучасному вигляді формулюється так:

В ізольованій системі сума мас і енергій є постійною, тобто сумарні маси і енергії речовин, що вступають у реакцію, дорівнюють сумарним масам і енергіям продуктів реакції.

Закон збереження енергії як філософський принцип не виводиться із більш загальних постулатів. З фізичної точки зору він є наслідком однорідності часу, тобто того факту, що закони природи протягом часу не змінюються.

Енергія – це міра руху і взаємодії різних видів матерії. При будь-яких процесах в ізольованій системі енергія не виникає і не знищується, вона може тільки переходити із однієї форми в іншу. Наприклад, енергія хімічної взаємодії може перетворюватися в теплову енергію випромінювання.

Закон збереження маси речовин при хімічних реакціях (модель досліду М.В. Ломоносова)

 

1.3.2    Закон сталості складу

Сутність закону сталості складу (Пруст, 1801 р.) полягає в тому, що кожна хімічна сполука незалежно від способу й умов її добування має певний масовий склад:

Співвідношення між масами елементів, що входять до складу певної сполуки, є сталими і не залежать від способу одержання цієї сполуки.

Цей закон не має абсолютного узагальненого характеру, оскільки в природі існує два типи сполук – зі сталим і зі змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочисельне атомне співвідношення компонентів, називаються дальтонідами.

До них належать речовини, які за звичайних умов перебувають в газоподібному (СО2, NH3, NO, HCl) чи рідкому (Н2О, С6Н6) стані або можуть бути легко переведені в них, а також кристалічні речовини з молекулярною структурою (I2, лід).

Сполуки змінного складу, в яких стехіометричні співвідношення компонентів не відповідають цілим числам, називаються бертолідами.

Бертоліди не мають молекулярної структури. До них належить переважна більшість кристалічних сполук перехідних d- i f-елементів: оксиди, гідриди, нітриди, сульфіди, карбіди та інші бінарні сполуки. Слід зауважити, що на сталість складу впливає й ізотопний склад, наприклад, у звичайній воді Н2О і у важкій воді D2О масові частки Оксигену різняться.

Отже, склад хімічних сполук залежить від типу хімічного зв’язку, агрегатного стану речовин, ізотопного складу та умов їх добування і може бути як сталим, так і змінним. Тому в сучасне формулювання закону сталості складу внесені деякі уточнення:

Якщо хімічна сполука має молекулярну структуру, то незалежно від умов добування склад її залишається сталим. Склад хімічної сполуки, що не має молекулярної структури, може змінюватися в певних межах залежно від умов добування.

1.3.3    Закон об’ємних співвідношень Гей-Люссака

У хімічних реакціях за участю газів дуже часто спостерігається змінення об'єму реакційної системи. На відміну від сталості маси речовин, що беруть участь у реакції та утворюються внаслідок неї, під час взаємодії газів об'єм реакційної системи може збільшуватися, зменшуватися чи залишатися незмінним. Співвідношення між об'ємами газів встановлює закон об'ємних співвідношень Гей-Люссака (1808р.):

Співвідношення об’ємів газів, що вступають у реакцію та утворюються внаслідок неї, є співвідношенням простих цілих чисел, які є кратними стехіометричних коефіцієнтам, що стоять у рівнянні реакції перед формулами відповідних газів.

Цей закон справедливий тільки у тому випадку, коли об’єми газів виміряні за однакових умов.

Із закону Гей-Люссака випливає, що стехіометричні коефіцієнти в рівнянні реакції є кратними до об’ємів газів, які взаємодіють та утворюються.

За допомогою закону об’ємних співвідношень можна розрахувати об’єми газів або встановлювати склад вихідного газу.

1.3.4    Закон Авогадро

Одним з найважливіших газових законів є закон Авогадро (рис.1.15):

У рівних об’ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул:

[TEX]N=const[/TEX], якщо [TEX]P,V,T =const[/TEX], де [TEX]N[/TEX] - кількість молекул; [TEX]P,V,T[/TEX] - тиск, об'єм, температура відповідно.

Рисунок 1.15 – Закон Авогадро

Але оскільки число молекул у реальних зразках речовини дуже велике, то було введено універсальну кількісну характеристику, що описує чисельний стан речовин.

Кількість речовини [TEX]\nu[/TEX] (або n) – це фізична величина, що визначається числом частинок – структурних елементів речовини: молекул, атомів, йонів, іонних асоціатів тощо.

Одиницею її вимірювання є [моль] – одна з основних одиниць системи CI.

Мольце кількість речовини, що містить стільки ж структурних елементів речовини, скільки атомів міститься в ізотопі Карбону-12 масою 12·10–3кг.

Встановлено, що маса одного атома ізотопу Карбону-12 складає 19,92·10–27кг. Тоді число атомів N в 12·10-3кг дорівнює

Число, що дорівнює 6,02·1023 моль–1, називається сталою Авогадро.

Стала Авогадро позначається NA і вказує на число частинок – структурних елементів речовині, кількість якої становить 1моль і тому має розмірність моль–1.

Отже, моль будь-яких структурних елементів – це така кількість речовини, що містить 6,02·1023 частинок. Наприклад, 1моль Н2О складається з 6,02·1023 молекул Н2О і містить 2моль (або 2·6,02·1023) атомів Н і 1моль (або 6,02·1023) атомів О; 1моль SO42– містить 6,02·1023 йонів SO42–, у тому числі 1моль (6,02·1023) атомів S і 4моль (4·6,02·1023) атомів О.

Кількість речовини пов’язана з числом частинок N і сталою Авогадро NA залежністю:

Маса одного моля речовини називається молярною масою цієї речовини (рис.1.16), вона позначається через М.

Молярна маса – це фізична величина, що визначається відношенням маси речовини до кількості речовини, яка їй відповідає:[TEX]M=m/\nu[/TEX].

Одиницею вимірювання молярної маси в системі СІ є [кг/моль], але в хімії частіше користуються позасистемною величиною [г/моль], або [г×моль–1].

Рисунок 1.16 – Молярна маса речовини: а) М(атомів) – це маса одного моль (6,02·1023) атомів; б) М(молекул) – це маса одного моль (6,02·1023) молекул

Молярна маса М пов’язана з відносною молекулярною масою Mr і сталою Авогадро NA залежністю

Наприклад, відносна молекулярна маса карбон (ІV) оксиду дорівнює

а атомна одиниця маси складає 1а.о.м.=1,66×10–24г, тоді молярна маса буде

М(СО2)=44×6,02·1023·1,66·10–24=44г/моль.

Тобто молярна маса чисельно дорівнює відносній молекулярній масі, але має зовсім інший фізичний зміст: Мr характеризує масу однієї молекули, а М – масу одного моля, тобто 6,02·1023 молекул.

Закону Авогадро підлягають усі гази незалежно від розмірів їх молекул. Не підлягають йому гази за умов низьких температур та високого тиску, а також речовини в рідкому або твердому стані. Це пояснюється так. Як відомо, об’єм, що займає певна кількість речовини, обумовлюється трьома параметрами: числом  складових частинок, відстанями між ними та їх розмірами. У газах за умов високих температур і низького тиску відстані між молекулами в тисячі разів більші за їх розміри, тому розмірами молекул можна знехтувати. Внаслідок цього об’єм газу буде обумовлюватися вже тільки двома параметрами: числом молекул і відстанями між ними. Але за однакових умов (тиск і температура) відстані між молекулами в різних газах однакові, тому в цьому випадку рівні об’єми різних газів містять одне й те саме число молекул.

За низьких температур та під високим тиском відстані між молекулами в газах зменшуються і стають сумірними з розмірами самих молекул, тому об’єм газу залежить також від розмірів молекул, а гази перестають підлягати закону Авогадро.

Дуже часто буває необхідним знати молярну масу повітря, яка обчислюється як і молярна маса будь-якої суміші газів з урахуванням об’ємної частки [TEX]\varphi[/TEX] кожного газу:

Об’ємні частки кисню і азоту в повітрі приблизно складають [TEX]\varphi{(O_2)}\approx{0,2}[/TEX] (або 20%), [TEX]\varphi{(N_2)}\approx{0,8}[/TEX] (або 80%). Тодi молярна маса повітря:

Мповітря = [TEX]\varphi{(O_2)}[/TEX]×М(О2) + [TEX]\varphi{(N_2)}[/TEX]×М(N2) = 0,2×32 + 0,8×28 = 29г/моль.

I Наслідок закона Авогадро:

Один моль будь-якого газа за нормальних умов (н.у.) займає об’єм приблизно 22,4 л (0,0224 м3).

Ця величина називається молярним об’ємом, позначається VM і вимірюється у [л/моль] або [м3/моль] (рис.1.17).

Нормальними умовами вважаються:

Р=101325Па (~105Па) = 1атм = 760мм рт.ст.,

Т=273,15К, або t = 00С.

Молярний об’єм – це емпірично встановлена величина на основі співвідношень:

Рисунок 1.17 – Молярний oб’єм газів: за н.у. VM = 22,4л/моль

Молярний об’єм на відміну від молярної маси не є постійною величиною, а залежить від умов (Р, Т), тому VM як поняття вживають звичайно для газів за н.у.

Молярний об’єм пов’язаний з іншими величинами (об’ємом V, кількістю речовини ν, молярною масою М, густиною [TEX]\rho[/TEX], числом Авогадро NA і кількістю частинок N) співвідношеннями:

II Наслідок закону Авогадро

Відношення густини одного газу до густини іншого газу за однакових умов дорівнює відношенню їх молярних мас М або відносних молекулярних мас Мr.

Ця величина називається відносною густиною одного газу за іншим і позначається буквою d або D:

Звідки

Відносна густина d – це величина безрозмірна, вона показує, наскільки один газ важче за інший.

1.3.5    Основні газові закони

Стан газу характеризується його об’ємом, тиском і температурою. Між цими величинами експериментально були встановлені такі закони:

  1. Закон Бойля-Маріотта (ізотермічний) скорочено записується так:
    • при Т = const
    • Р1·V1 = Р2·V2, або Р·V = const;
  2. Закон Гей-Люссака (ізобаричний)
    • при Р = const
    • V1/T1 = V2/T2, або V/T = const.
  3. Закон Шарля (ізохоричний)
    • при V = const
    • Р1/T1 = Р2/T2, або  Р/T = const.

Усі три закони можна поєднати в один універсальний газовий закон, що описується рівнянням Клапейрона:

Залежність для одного моля газу була виведена Менделєєвим, тому називається рівнянням Менделєєва-Клапейрона. Воно містить постійну величину – універсальну газову сталу R (табл.1.2):

Для довільної кількості газу рівняння Менделєєва-Клапейрона має вигляд:

Таблица 1.2 – Розрахунки значень універсальної газової сталої R

Тиск

Р (н.у.)

Темперaтура

Т, К (н.у.)

Молярний об'єм

VМ (н.у.)

Універсальна газова стала

R = РV/T

101325Па

273,15

22,4×103м3/моль

1атм

273,15

22,4л/моль

760мм рт.ст.

273,15

22400мл/моль

1.3.6    Закон еквівалентів

Із закону сталості складу випливає, що елементи сполучаються один із одним у певних кількісних співвідношеннях, для характеристики яких було введено поняття еквівалента і еквівалентної маси (слово еквівалентний у перекладі означає рівноцінний).

Еквівалентом називається умовна чи реальна частинка речовини, яка може приєднувати, заміщати, віддавати або взаємодіяти іншим чином з одним йоном Гідрогену Н+ чи гідроксилу ОН у кислотно-основних (або іоннообмінних) реакціях чи одному електрону в окисно-відновних реакціях.

Наприклад, еквівалентом нітратної (азотної) кислоти є реальна частинка – молекула HNO3, що містить один йон Н+; еквівалентом ортофосфатної (фосфорної) кислоти – умовна частинка, що відповідає 1/3 молекулі Н3РО4, до складу якої входять три йони Н+.

Але еквіваленти одного елемента можуть бути різними – залежно від валентності елемента. Так само складна сполука може мати різні еквіваленти, що зумовлюється характером її хімічної взаємодії. Наприклад, в реакції нейтралізації ортофосфатної кислоти калій гідроксидом

H3PO4 + 2KOH [TEX]\rightarrow[/TEX] K2HPO4 + 2H2O.

тільки два атоми Н кислоти заміщуються атомами К (тобто кислота виявляє основність 2). Тоді згідно з визначенням, еквівалентом H3PO4 буде умовна частинка, яка складає 1/2H3PO4, оскільки на один атом Н припадає саме половина молекули H3PO4.

Отже, еквівалент – це фактично одна частка молекули, яка відповідає одному атому Н чи йону Н+ (рис.1.18).

Число, що показує, яка частина молекули чи іншої частинки речовини відповідає еквіваленту, називається фактором еквівалентності fЕ.

Рисунок 1.18 – Еквівалент і фактор еквівалентності:

а) fЕ(HCl) = 1; б) fЕ(CaCl2) = 1/2; в) fЕ(AlCl3) = 1/3; г) fЕ(CCl4) = 1/4; д) fЕ(PCl5) = 1/5;

е) fЕ(SCl6) = 1/6. (Еквіваленти сполук забарвлені темним відтінком)

Оскількі еквіваленти елемента і еквіваленти складної сполуки можуть бути різними, то як наслідок, і фактор еквівалентності теж буде мати різні значення, для обчислення якого існують прості формули (табл. 1.3).

Таблиця 1.3 – Розрахунки фактора еквівалентності

Частинка Фактор еквівалентності Приклади

Елемент

fЕ = 1/В,

де В – валентність елемента

fЕ(Р в P2O5) = 1/5;

fЕ(С в СН4) = 1/4

Проста сполука

fЕ = 1/ ч·В,

де В – валентність елемента, ч – число атомів елемента (індекс у хімічній формулі)

fЕ(H2) = 1/(2·1) = 1/2;

fЕ(O2) = 1/(2·2) = 1/4;

fЕ(Cl2) = 1/(2·1) = 1/2;

fЕ(O3) = 1/(3·2) = 1/6

Оксид

fЕ = 1/ч·В,

де В – валентність елемента, ч – число атомів елемента (індекс у хімічній формулі)

fЕ(Cr2O3) = 1/(2·3) = 1/6;

fЕ(CrO) = 1/(1·2) = 1/2;

fЕ(H2O) = 1/(2·1) = 1/2;

fЕ(P2O5) = 1/(2·5) = 1/10

Кислота

fЕ = 1/ч(H+),

де ч(H+) – число атомів H, заміщених у ході реакції (основність кислоти)

fЕ(H2SO4) = 1/1 = 1 (якщо основність у реакції дорівнює 1)

або

fЕ(H2SO4) = 1/2

(якщо основність дорівнює 2)

Основа

fЕ = 1/ч(ОН),

де ч(ОН) – число гідроксильних груп ОН, заміщених у ході реакції (кислотність основи)

fЕ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1

(якщо кислотність у реакції дорівнює 1)

або

fЕ(Cu(OH)2) = 1/2

(якщо кислотність у реакції дорівнює 2)

Сіль

fЕ = 1/ч(Me)·B(Me) = 1/ч(An)·В(An),

де ч(Ме) – число атомів металу, заміщених у ході реакції, B(Me) – валентність металу, ч(An) – кількість заміщених кислотних залишків,·В(An) – валентність кислотного залишку (або його заряд за абсолютною величиною)

FЕ(Cr2(SO4)3) = 1/(2·3) = 1/6 (розрахунок по металу)

або

fЕ(Cr2(SO4)3) = 1/(3·2) = 1/6 (розрахунок по кислотному залишку)

Йон

fЕ = 1/|z|,

де |z| – заряд йона за абсолютною величиною

fE(SO42–) = 1/2;

fE(TiO22+) = 1/2

Частинка в окисно-відновній реакції

fЕ = 1/ч(ē),

де ч(ē) – число електронів, що беруть участь  у процесі відновлення чи окиснення частинки

Відновлення: Fe2+ + 2ē[TEX]\rightarrow[/TEX]Fe0

fE(Fe2+) =1/2;

Окиснення:

CrO42– + 8H+ + 3ē[TEX]\rightarrow[/TEX]Cr3+ + 4H2O

fE(CrO42) = 1/3

Як частинка еквівалент характеризується кількістю речовини nекв і молярною масою еквівалента mекв, яку частіше для скорочення називають просто еквівалентною масою.

Еквівалентна маса елемента – це маса одного моль еквівалентів, яка дорівнює відношенню молярної маси елемента до його валентності в сполуці (або добутку фактора еквівалентності на молярну масу елемента):

Або:

    

Якщо хоч одна речовина перебуває у газуватому стані, то зручніше використовувати поняття молярний об’єм еквівалента (чи просто – еквівалентний об’єм), який розраховують за формулою

Наприклад:

Vекв2) = 22,4 /2·1 = 11,2л/моль,

Vекв2) = 22,4 /2·2 = 5,6л/моль,

Vекв(NН3) = 22,4 /1·3 = 7,5л/моль,

Vекв(СО2) = 22,4 /1·4 = 5,6л/моль.

Кількість еквівалентів nекв – це число еквівалентів, що визначається відношенням маси речовини до молярної маси еквівалента або відношенням об’єму газу до його еквівалентного об’єму:

Молярна маса еквівалента mекв (еквівалентна маса) має розмірність [г/моль], молярний об’єм еквівалента Vекв.газу – [л/моль], а кількість еквівалентів – [моль], (інколи [моль-екв]).

Моль еквівалентів сполуки – це така її кількість, яка взаємодіє без залишку з 1 моль еквівалентів атомів водню або в загальному випадку – з 1 моль еквівалентів будь якої речовини.

Поняття кількості еквівалентів і еквівалентних мас поширюється і на складні речовини. Для визначення еквівалентної маси складної сполуки використовуються найпростіші правила.

Наприклад, еквівалентні маси йонів VO3+ і SO42– дорівнюють:

mекв(VO3+) = 68 / |+3| = 22,7г/моль,                 mекв(SO42–) = 96 / |–2| = 48г/моль;

  1. Еквівалентна маса оксиду дорівнює відношенню його молярної маси М до добутку валентності елемента В на число атомів елемента ч:
    • (1.15)
  2. Еквівалентна маса кислоти дорівнює відношенню її молярної маси М до основності – кількості атомів Н, здатних заміщуватися атомами металу:
    • (1.16)
  3. Еквівалентна маса основи дорівнює відношенню її молярної маси М до кислотності – кількості гідроксильних груп ОН, що заміщуються на кислотний залишок:
    • (1.17)
  4. Еквівалентна маса солі дорівнює відношенню її молярної маси М до добутку валентності В металу на кількість його атомів ч:
    • (1.18)
  5. Еквівалентна маса йона дорівнює відношенню його молярної маси М до абсолютної величини заряду z:
    • (1.19)
  6. Еквівалентна маса бінарної сполуки будь-якого елемента з Гідрогеном дорівнює відношенню молярної маси цієї сполуки до валентності елемента.
  7. Еквівалентна маса складної речовини дорівнює сумі еквівалентних мас її складових частин. Наприклад, еквівалентні маси представників різних класів неорганічних сполук:

mекв. оксиду = mекв.елемента + mекв. Оксигену,

mекв(Na2O) = mекв(Na) + mекв(O) = 23 + 16/2 =31г/моль.

mекв. основи = mекв(Ме) + mекв(ОН),

mекв(Ва(ОН)2) = mекв(Ва2+) + mекв(ОН) = 137/2 + 17 = 85,5г/моль.

Mекв.кислоти = mекв+) + mекв.кислотного залишку,

Mекв(H2SO4) = mекв(H+) + mекв(SO42) = 1 + 96/2 = 49г/моль.

Mекв.солі = mекв(Ме) + mекв.кислотного залишку,

mекв2СО3) = mэкв +)+ mекв(СО32) = 39 + 60/2 = 69г/моль.

Закон еквівалентів був експериментально встановлений Ріхтером (1797 р.) і остаточно сформульований Дальтоном (1803р.):

Хімічні сполуки реагують між собою в еквівалентних співвідношеннях.

З цього випливає, що для двох будь-яких речовин однієї хімічної реакції (вихідних реагентів чи продуктів реакції) закон еквівалентів можна виразити так:

Підставивши (1.13) і (1.14) в останнє одержимо ще один вираз закону еквівалентів:

Однак при практичних розрахунках іноді зручніше користуватися іншим формулюванням закону еквівалентів:

маси речовин(об’єми газів), що взаємодіють між собою, пропорційні їх еквівалентним масам (об’ємам газів):

1.4    Приклади розв’язання типових задач

Приклад 1.1. Розрахувати відносну молекулярну масу і молярну масу Al2(SO4)3.

Розв’язок. Відносна молекулярна маса Мr обчислюється як сума відносних атомних мас елементів Аr з урахуванням кількості атомів кожного елемента:

Мr(Al2(SO4)3) = 2·Аr(Al) + 3·Аr(S) + 12·Аr(O) = 2·27 + 3·32 + 12·16 = 342а.о.м.

Однак чисельне значення молярної маси речовини М, виміряне в г/моль, співпадає із значенням Мr, тому М(Al2(SO4)3) = 342г/моль.

Приклад 1.2. Визначити, до якого типу належить реакція, що протікає згідно з рівнянням

2NaHCO3 (tоC) [TEX]\rightarrow[/TEX] Na2CO3 +CO2↑ + H2O.

 Розв’язок. Внаслідок реакції з однієї складної речовини утворюється три менш складні сполуки, тому дана реакція є реакцією розкладу. Оскільки ступені окиснення у атомів не змінюються, то це реакція невалентних перетворень. Реакція проходить при нагріванні, тобто супроводжується поглинанням теплоти, тому реакція є ендотермічною. Внаслідок реакції одночасно виділяється газ і утворюється малодисоційована сполука – вода, отже, реакція є необоротною. Відсутність каталізатора свідчить, що вона належить до некаталітичних реакцій.

Приклад 1.3. Який об`єм займатиме амоніак, якщо відомо, що об`єм водню, з якого утворився NН3, становить 450м3? Об'єми газів виміряні за однакових умов.

Розв'язок. Складаємо рівняння хімічної реакції:

За рівнянням реакції визначаємо об'ємні співвідношення газів у реакції:

.

Отже, об'єм утвореного амоніаку в 1,5 рази менший за об'єм водню. Розраховуємо об`єм утвореного амоніаку:

.

Приклад 1.4. Для спалювання 5л невідомого газу витрачено 10л кисню. Внаслідок цього утворилося 10л вуглекислого газу і 5л азоту. Встановити формулу газу, вважаючи, що всі об’єми виміряні за однакових умов.

Розв'язок. Співвідношення об’ємів газів дає стехіометричні коефіцієнти:

V (газу ) : V(O2) : V(CO2) : C(N2) = 5 : 10 : 10 : 5 = 1 : 2 : 2 : 1.

Запишeмо умовне рівняння:

Газ +2О2 [TEX]\rightarrow[/TEX] 2CO2 + N2

Аналізуючи співвідношення коефіцієнтів та склад усіх газів, можна дійти висновку, що невідомий газ містить по два атоми Карбону і Нітрогену, звідки:

С2N2 + 2O2 [TEX]\rightarrow[/TEX] 2CO2 + N2.

Приклад 1.5. Розрахувати кількість речовини сульфатної (сірчаної) кислоти і число молекул в 49г Н2SO4.

Розв'язок. Відносна молекулярна маса сульфатної кислоти дорівнює:

Мr(H2SO4) = 2·Ar(H) + Ar(S)·4·Ar(O) = 2·1 + 32·4·16 = 98,

а молярна маса має таке ж чисельне значення, хоча характеризує вже не масу однієї молекули, а масу одного моля речовини (тобто 6,02·1023 молекул):

М(H2SO4) = 98г/моль.

Тоді кількість речовини n i число молекул N складатимуть:

[TEX]N=\nu{\cdot}N_A=[/TEX]0,5моль·6,02·1023молекул/моль = 3,01·1023молекул.

Приклад 1.6. За н.у. об’єм газу складає 112мл. Чому дорівнюють кількість речовини і число молекул?

Розв'язок. Об’єм газу V = 112мл = 0,112л. Тоді кількість речовини [TEX]\nu[/TEX] i число молекул N газу в заданому об’ємі дорівнює:

[TEX]N=\nu{\cdot}N_A=[/TEX]0,05·6,02·1023 = 3,01·1022 молекул.

Приклад 1.7. Маса зразка азоту становить 14г. Обчислити: а) кількість речовини азоту; б) об’єм, який займає азот за нормальних умов (н.у.); в) число молекул і атомів, що містяться у зразку азоту вказаної маси.

Розв'язок. Для розв’язування задач цього типу зручно користуватися готовими формулами.

а) На основі базисної формули визначення молярної маси [TEX](M=m/\nu)[/TEX] знайдемо кількість речовини азоту:

[TEX]\nu[/TEX](N2) =m(N2)/М(N2) =14г/28г/моль = 0,5моль.

б) Об’єм V пов’язаний з молярним об’ємом VM і кількістю речовини [TEX]\nu[/TEX] залежністю [TEX]\n=V/V_M[/TEX], тоді об’єм зразку азоту за н.у.:

V(N2) = [TEX]\nu[/TEX](N2)·VM = 0,5моль · 22,4л/моль = 11,2л.

в) Число молекул азоту можно визначити, перетворивши формулу, що зв’язує кількість речовини [TEX]\nu[/TEX], число молекул N і сталу Авогадро ([TEX]\nu[/TEX]= N/NA), звідки обчислимо кількість молекул азоту, що містяться у зразку масою 14г:

N(молекул N2) = [TEX]\nu[/TEX](N2) · NA) = 0,5моль · 6,02·1023молекул/моль = 3,01·1023молекул.

Знайдемо загальну кількість атомів Нітрогену, врахувавши, що одна молекула складається з двох атомів. Отже, в 3,01.1023 молекул азоту міститься 6,02.1023 атомів Нітрогену.

Приклад 1.8. Визначити молярну масу газу, якщо його густина за повітрям становить 2.

Розв'язок. Відносна густина газу (позначається Dпов або dпов) показує, у скільки разів газ легше чи важче за повітря, і визначається одним із співвідношень:

dпов = Mгазупов = ρгазупов.

Беручи до уваги молярну масу повітря (Мпов =29г/моль), обчислимо молярну масу невідомого газу:

Mгазу = dпов·Мпов = 2·29г/моль = 58г/моль.

Приклад 1.9. Об’єм газу H2S, виміряний при температурі 170C та тиску 98,64кПа, становить 1,8л. Розрахувати густину H2S за н.у. і за вказаних умов.

Розв'язок. Задачі такого типу зручніше розв’язувати за рівнянням Менделєєва-Клапейрона (1.10), обов’язково беручи до уваги необхідність застосування відповідних одиниць вимірювання. Оскільки ми обираємо величину універсальної газової сталої 8,314Дж/моль·К, то слід попередньо перевести й усі вихідні дані у міжнародні одиниці вимірювання СІ. Маємо:

температура:  Т = 17 +273 = 290К,

тиск:   ,

об’єм:  .

При цьому шукана маса газу H2S буде виражатися у кг.

Отже, перетворимо рівняння Менделєєва-Клапейрона

[TEX]m(H_2S)=\frac{98640Па\cdot{1,8}\cdot{10^{-3}}м^3\cdot{34}\cdot{10^{-3}}кг}{290K\cdot{8,314}Д ж/моль\cdot{K}}=2,5\cdot{10^{-3}}кг=2,5г[/TEX]

Розраховуємо густину за н.у. ρ(H2S)н.у. і за вказаних умов ρ(H2S):

Розрахунок густини H2S можна також провести, використовуючи рівняння Менделєєва-Клапейрона:

Приклад 1.10. Визначити фактор еквівалентності та еквівалентну масу нітрогену в сполуках: NH3, NO2, N2O5, N2O.

Розв'язок. З урахуванням валентності нітрогену в кожній сполуці обчислимо фактори еквівалентності та еквівалентні маси за формулою (1.12):

NH3:   fE(N)  = 1/3, meкв = 14/3 = 4,7г/моль,

2:   fE(N) = 1/4,  meкв = 14/4 = 3,5г/моль,

N2О5:   fE(N) = 1/5,  meкв = 14/5 = 2,8г/моль,

N2О:    fE(N) = 1, meкв = 14/1 = 14г/моль.

Приклад 1.11. Визначити еквіваленти і еквівалентні маси гідроксиду алюмінію у реакціях із гідрогенхлоридою кислотою в різних стехіометричних співвідношеннях.

Розв'язок. Алюміній гідроксид містить три гідроксильні групи, тому в реакцію нейтралізації з кислотою може вступати в різних стехіометричних співвідношеннях залежно від кількостей Аl(OH)3 і кислоти, що позначається на величинах фактору еквівалентності та еквівалентної маси

1. Аl(OH)3 + HCl [TEX]\rightarrow[/TEX] Al(OH)2Cl + H2O,

fE(Al(OH)3) = 1,    meкв(Al(OH)3)= M/1 = 78г/моль.

2. Al(OH)3 + 2HCl [TEX]\rightarrow[/TEX] AlOHCl2 + 2H2O,

 fE(Al(OH)3) = 1/2,  meкв(Al(OH)3) = M/2 = 78/2 = 39г/моль.

3. Al(OH)3 + 3HCl [TEX]\rightarrow[/TEX] AlCl3 + 3H2O,

 fE(Al(OH)3) = 1/3,  meкв(Al(OH)3)= M/3 = 78/3 = 26г/моль.

Приклад 1.12. Внаслідок взаємодії карбонату двовалентного металу масою 3,00г з надлишком сульфатної (сірчаної) кислоти утворилось 4,08г сульфату цього металу. Визначити метал. Який об’єм газу виділився?

Розв'язок. Запишемо умовне рівняння реакції

МеСО3 + Н2SO4 [TEX]\rightarrow[/TEX] MeSO4 + CO2­+ H2O.

За законом еквівалентів маємо

З іншого боку еквівалентна маса складної сполуки дорівнює сумі еквівалентних мас складових частин, тобто:

mекв.карбонату = mекв(Ме2+) + mекв(СО32–),

mекв.сульфату = mекв(Ме2+) + mекв(SO42–),

тому одержуємо:

Еквівалентні маси карбонат- і сульфат-аніонів складають:

mекв(СО32–) = М/|z| = 60/2 = 30г/моль,

mекв(SO42) = М/|z| = 96/2 = 48г/моль).

Підставляємо відповідні значення у вираз закону еквівалентів:

Розв’язуючи це рівняння відносно mекв(Ме), одержуємо

mекв. (Ме) = 20 г/моль.

Оскільки метал двовалентний, то його молярна маса дорівнює

М(Ме) = mекв(Ме)·В = 20·2 = 40г/моль.

Тоді відносна атомна маса Аr(Ме) = 40а.о.м.

Знаходимо метал за значенням Аr в періодичній системі елементів. Цей метал – кальцій.

Для розрахунків об’єму СО2 використовуємо закон еквівалентів у вигляді

Еквівалентну масу СаСО3 і еквівалентний об’єм СО2 розрахуємо за відповідними формулами:

mекв(СаСО3) = М /2 = 100/2 = 50г/моль,

Vекв(СО2) = VМ/ 1·4= 22,4 / 4 = 5,6л/моль.

Підставляємо дані у вираз закону еквівалентів:

Запишемо умовне рівняння реакції

МеСО3 + Н2SO4 [TEX]\rightarrow[/TEX] MeSO4 + CO2­ + H2O.


© 2024 СумДУ
created with Lectur'EDbeta