Стехиометрические законы химии кратко

Обновлено: 05.07.2024

1) Закон сохранения массы веществ: (М.В.Ломоносов, 1748г): масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2) Закон постоянства состава: (Пруст, 1808г) – всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

3) С помощью значения относительной плотности были определены относительные молекулярные массы и уточнены составы молекул многих газообразных веществ. Молекулярная масса может быть вычислена также по уравнению состояния идеального газа или Уравнения Клапейрона-Менделеева.

P -давление газа в замкнутой системе

V – объем системы (м 3 )

m – масса газа (кг)

М – молярная масса

Т – абсолютная t° в Кельвинах

R – универсальная газовая постоянная

Основные газовые законы химии:

1) Бойля–Мариотта при постоянной t°, давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа

2) Гей-Люссака при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре

3) Шарля: при постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре.

4) Объединенный закон Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и Шарля:

Парциальным давлением газа в смеси называется давление, производил бы этот газ, занимая при тех же физических условиях объем все газовой смеси.

Общее давление газовой смеси равно Σ парциальных давлений.

3. Закон кратных отношений.

Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся как небольшие целые числа.

FeO – простейшая формула.

4) Закон эквивалентов: (открыт в конце XVIIIв.) – вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентам.

Эквивалент – химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Химический эквивалент не является постоянной величиной, он зависит от валентности элемента.

К середине XIX века в химии сложился свой язык, который был узаконен на первом международном съезде химиков в 1860 году в г.Карлсруэ (Германия). начальные буквы их латинских наименований O – oxygenium – кислород

Каждое соединение обозначается химической формулой, которая показывает качественный и количественный состав вещества.

В практике используются 3 (три) вида формул.

1) Эмпирическая (простейшая)

2) Молекулярная, которая уточняет эмпирическую и показывает сложные ионы, молекулы или фрагменты, входящие в формулу.

3) Структурная или графическая

коэффициенты

5. Закон Авогадро: (Авогадро, 1811г.) – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (t˚ и давлении) содержится одинаковое число молекул. Из закона вытекают 2 следствия:

1. 1 моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем – равный 22,4 л. (t˚-0˚C и давление 1,01325•10 5 Па). В этом же объеме находится 6,023•10 23 молекул газообразного вещества.

2. Массы равных объемов двух газов, взятых при одинаковом давлении и t o , относятся друг к другу как их молярные массы:

, также плотности газов относятся как их относительные молекулярные массы: , Д – относительная плотность.

6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Для правильного написания химических формул надо знать валентность элементов или степень окисления. Валентностью называется способность атомов данного элемента присоединять или замещать определенное число других атомов.

Мы живем в эпоху научно-технического прогресса, который определяется успехами науки и техники и внедрением их достижений в народное хозяйство.

Химия внедряется во все отрасли производства. Химические процессы используются в сельском хозяйстве, в медицине, в быту. Развитие науки и техники ставит перед химиками задачу получения новых, неизвестных в природе веществ и материалов – сверхпроводников, полупроводников, диэлектриков. Это создает предпосылки для бурного развития электротехники и радиоэлектроники.

Продуктивность сельского хозяйства резко возрастает при использовании химических удобрений и химических средств борьбы с болезнями и вредителями сельскохозяйственных растений.

Стехиометрия - раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. Они подтвердили атомно-молекулярное учение.

Закон сохранения массы веществ.Впервые он был высказан М.В. Ломоносовым (1748 г.), а затем экспериментально обоснован в 1756 г.: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. М.В. Ломоносов рассматривал закон сохранения массы веществ и закон сохранения энергии в единстве, как всеобщий закон природы или, используя современную терминологию, как закон сохранения материи, который может быть сформулирован следующим образом: в изолированной системе сумма масс и энергии есть величина постоянная. Вторая часть этого закона утверждает, что åE_i = const. Взаимосвязь массы и энергии выражается законом Эйнштейна: DE = Δmc 2 , где DE - изменение энергии; Dm - изменение массы вещества; c - скорость света в вакууме.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять химические уравнения и по ним производить расчет. Он является основой химического анализа.

Закон постоянства состава.Во времена М.В. Ломоносова химические соединения считались определенными, т.е. имеющими постоянный и неизменный состав. Это нашло отражение в законе постоянства состава, открытого в 1801 г. Прустом: каждое химически чистое соединение независимо от метода его получения обладает определенным элементарным составом. Например, аммиак можно получить двумя способами: а) N₂ + 3H₂ ® 2NH₃; б) NH₄Cl ® NH₃ + HCl. Независимо от способа получения его молекулярный состав всегда постоянен, т.е. на один атом азота приходится 3 атома водорода.

Этот закон полностью выполняется для газообразных и жидких веществ, имеющих молекулярную структуру. Но многие кристаллические вещества: оксиды, селиниды, нитриды, карбиды, фосфиды и т.д. построены не из молекул, а из атомов. Для них удается установить только простейшие формулы, т.е. определить только простейшее отношение числа атомов элементов в веществах по процентному содержанию. Эти отношения часто оказываются изменяющимися в известных пределах в зависимости от условий получения веществ, поэтому в их формулах появляются дробные индексы, например, TiO_0,7, TiO_1,9. Такие соединения имеют переменный состав, который зависит от условий получения (например, состав оксида титана (II) - от температуры и давления кислорода, применяемого при его синтезе).

Закон эквивалентов.В результате работ Рихтера, Дальтона и Волластона (1804 - 1814 гг.) был установлен закон: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях

где m₁ и m₂ - массы первого и второго вещества; и - эквивалентные массы первого и второго вещества.

Химическим эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким - либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно - основных или ионно - обменных реакциях или одному электрону в окислительно - восстановительных реакциях. Например, эквивалентом гидроксида калия и соляной кислоты будут соответственно КОН и НСl, серной кислоты - ½ H₂SO₄, фосфорной - ⅓ H₃PO₄_, хлорида титана - ¼ TiCl₂.

Эквивалентной массой называется масса одного эквивалента вещества; измеряется в г/моль. Например, эквивалентная масса NaOH равна 40 г/моль.

Закон кратных отношений.Этот закон формулируется следующим образом: если два элемента образуют несколько соединений друг с другом, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа. Например, на 1 г азота в разных его оксидах приходится 0,57; 1,4; 1,71; 2,28; 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Это отношение обусловлено числом атомов кислорода, которое приходится на каждые два атома азота в молекулах:

Закон Авогадро (1811 г.)формулируется следующим образом: в равных объемах различных газов при одинаковых физических условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

В 1856 г. Жераром были установлены следствия из закона Авогадро. Первое следствие: 1 моль любого газа имеет равный объем при одинаковых физических условиях. Этот объем можно вычислить, если известна масса 1 л газа. При нормальных условиях, т.е. при 273,15 К и 101325 Па, масса 1 л водорода равна 0,09 г, молярная масса молекулярного водорода равна 2,0158 г/моль. Тогда объем, занимаемый 1 моль водорода, будет: 2,0158 г/моль: 0,09 г/л = 22,4 л/моль. Этот объем называется молярным объемом газа.

Итак, молярный объем газа - это отношение объема вещества к количеству этого вещества:

где V_m - молярный объем газа; V - объем вещества системы;

n - количество вещества системы.

Пример записи: V_{m газа} = 22,4 л·моль -1 .

Второе следствие: молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

где M - молярная масса газа; - плотность газа по водороду.

Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху (D_возд).

Хотя воздух является смесью газов, все же говорят о его средней молярной массе. Она равна 29 г/моль.

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление трех основных стехиометрических законов.

1) Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 - 1756 гг.; А. Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.

2) Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801 г.).

Каждое чистое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав.

3) Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.).

В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.

Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы.

В частности, при. нормальных условиях (н.у.) — при температуре и давлении кПа (1 атм, или 760 мм рт.ст.) — любой газ, количество которого равно 1 моль, занимает объем 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа при н.у.

Установление первых двух стехиометрических законов позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Значения масс атомов, выраженные в стандартных единицах массы (абсолютная атомная масса ), очень малы, поэтому применять их в повседневной практике крайне неудобно. Например, масса атома углерода равна:

Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы других атомов, а также молекул (абсолютная молекулярная масса обозначается ), например, масса молекулы воды составляет:

Поэтому для удобства введено понятие об относительной массе атомов и молекул.

Относительной атомной массой элемента называют отношение абсолютной массы атома к части абсолютной массы атома изотопа углерода Обозначают относительную атомную массу элемента символом , где r — начальная буква английского слова relative (относительный).

Относительной молекулярной массой МГ называют отношение абсолютной массы молекулы к массы атома изотопа углерода Обратите внимание на то, что относительные массы по определению являются безразмерными величинами.

Таким образом, мерой относительных атомных и молекулярных масс избрана часть массы атома изотопа углерода которая называется атомной единицей массы (а.е.м.):

Абсолютные и относительные массы связаны простыми соотношениями:

Кроме рассмотренных величин в химии чрезвычайное значение имеет особая величина — количество вещества (см. следствие из закона Авогадро!).

Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц) этого вещества, оно обозначается обычно v и выражается в молях (моль).

Моль — это единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода, состоящего только из изотопа

Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и зачитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится понятие молярной массы вещества.

Молярная масса М вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества:

где m — масса в граммах, v — количество вещества в молях, М — молярная масса в г/моль — постоянная величина для каждого данного вещества.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Определение моля базируется на числе структурных единиц, содержащихся в 12 г углерода. Установлено, что данная масса углерода содержит атомов углерода. Следовательно, любое вещество количеством 1 моль содержит структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

Число частиц называется числом Авогадро, или постоянной Авогадро и обозначается

Из закона Авогадро следует, что два различных газа одинаковых объемов при одинаковых условиях, хотя и содержат одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы: масса одного газа во столько раз больше массы другого, во сколько раз относительная молекулярная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго, т.е. плотности газов относятся как их относительные молекулярные массы:

где p — плотность газа или — относительная молекулярная масса, — относительная плотность одного газа по другому, i — индекс, указывающий формулу газа, по отношению к которому проведено определение. Например, относительная плотность газа по водороду, — относительная плотность газа по гелию, — относительная плотность газа по воздуху (в этом случае подразумевается средняя относительная молекулярная масса смеси газов — воздуха; она равна 29).

С помощью значения относительной плотности были определены относительные молекулярные массы и уточнены составы молекул многих газообразных веществ.

Независимая оценка значения молекулярной массы М может быть выполнена с использованием так называемого уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейрона—Менделеева:

где p — давление газа в замкнутой системе, V — объем системы, m — масса газа, Т — абсолютная температура, R — универсальная газовая постоянная.

Более подробно об уравнении (1.1) см. § 4, сейчас же отметим только, что значение постоянной R может быть получено подстановкой величин, характеризующих один моль газа при в уравнение (1.1):

При решении тех или иных задач (в зависимости от размерности величин, которыми приходится оперировать) могут использоваться и другие численные значения

Основные химические представления, рассмотренные нами выше, формировались по сути на протяжении многих столетий, начиная с древнегреческих философских учений Левкиппа, Демокрита, Эпикура (первые понятия об атомах и молекулах) и окончательно были сформулированы и приняты на первом Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) в 1860 г.

Система химических представлений, принятых на этом съезде, составляет основу так называемой атомномолекулярной теории, основные положения которой можно сформулировать так:

1. Все вещества состоят из молекул, которые находятся в непрерывном, самопроизвольном движении.

2. Все молекулы состоят из атомов.

3. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.

4. Атомы представляют собой мельчайшие, далее неделимые составные части молекул.

Первые три утверждения кажутся сегодня настолько очевидными, что трудно себе представить, почему понадобилось так много времени, чтобы прийти к этим взглядам. Последнее положение сейчас является безнадежно устаревшим.

Таким образом, после прочтения настоящего раздела мы убедились, что к концу 60-х годов прошлого века было неоспоримо доказано существование атомов и молекул, была разработана стройная атомно-молекулярная теория, на которой базировалась вся физика и химия того времени. Мы познакомились пока лишь с основными понятиями и некоторыми из основных законов химии. Подчеркнем еще раз, что атомно-молекулярная теория базировалась на представлении о том, что атом неделим. Вследствие этого атомно-молекулярная теория оказалась не в состоянии объяснить ряд экспериментальных фактов конца XIX — начала XX в., показавших, что атомы делимы, т.е. состоят из каких-то более мелких частиц. Более того, на основании только атомно-молекулярной теории трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому закон Авогадро и ряд других законов и понятий мы рассмотрим далее, когда познакомимся подробнее с современными представлениями о молекуле, веществе и т.д.

Рекомендуемая литература: [Кузьменко, 1977, гл. 1], [Третьяков, § 1—6], [Фримантл, т. 1, стр. 169—203], [Хомченко, 1993, гл. 1].

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Зарегистрироваться 15–17 марта 2022 г.

Основные законы химии. Стехиометрия.

Химия, как и любая наука имеет свой язык – это химические формулы и уравнения. Они составляются на основании химических законов, согласно стехиометрии.

Стехиометрия – это учение о количественных соотношениях между химическими элементами в соединениях и между массами веществ, вступающих в химическую реакцию. Мы составляем формулы соединений и уравнения химических реакций по законам стехиометрии, которые основываются на законах кратных отношений, постоянства состава вещества, сохранения массы веществ, законе Авогадро и др.

Закон постоянства состава вещества сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 году: каждое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав, который не зависит от способа и места получения вещества. Поэтому каждое вещество имеет свою формулу. H ₂ O , SO ₃ , NaOH . Эти формулы, показывающие качественный и количественный состав, называются молекулярные.

Химическая формула – это обозначение качественного и количественного состава вещества при помощи символов химических элементов и индексов (цифры внизу элемента справой стороны).

Химические элементы имеют название и произношение. Напишите по произношению знаки следующих химических элементов и дайте им названия: аш, феррум, О, купрум, эн, бром, пэ, аргентум.

Закон сохранения массы веществ открыл русский ученый М. В. Ломоносов в 1748 году и независимо от него французский ученый Антуан Лавуазье в 1789 году. Так как в то время ученые одной страны не могли знать об открытиях в других странах, то признают две даты открытия этого закона, как заслуги обоих ученых.

Современная формулировка закона : масса веществ до реакции равна массе веществ после реакции ( так как при реакции молекулы исходных веществ разрушаются и из этих атомов строятся молекулы продуктов реакции) .

На основании этого закона составляются уравнения химической реакции. Химическое уравнение – это выражение химической реакции с помощью химических формул веществ и коэффициентов (цифры перед формулами, показывающие число молекул).

Например: NaOH + HCl = NaCl + H ₂ O Составьте уравнения химических реакций между:

а). серной кислотой и хлоридом бария;

б). соляной кислотой и гидроксидом алюминия;

в). нитратом железа ( III ) и гидроксидом натрия.

Закон Авогадро был открыт итальянским ученым Авогадро в 1811 г.

В равных объемах (V) различных газов при одинаковых физических условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул ( N ).

Где объем, температура, давление и число молекул одного газа; и объем, температура, давление и число молекул другого газа.

Первое следствие из закона Авогадро

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых физических условиях занимают одинаковый объем.

Если число молекул равно числу Авогадро —6,02 * 10 23 (1 моль газа), то при нормальных условиях они занимают объем 2 2.4 л.

Объем одного моль газа называется молярным объемом ( V _m ) и равен отношению объема газа к количеству вещества.

Молярный объем любого газа при н. у. равен V _M = 22,4 л/моль.

Второе следствие из закона Авогадро

Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных (М) или относительных молекулярных (М г) масс.

Часто плотности различных газов определяют по отношению к водороду, как самому легкому из всех газов, или по отношению к воздуху.

Относительная плотность любого газа (X) по водороду

Воздух — это смесь газов (78 об.% N ₂ , 21 об.% 0 ₂ и 1 об.% других газов). Средняя относительная молекулярная масса воздуха равна 29.

Газы при низких температурах или высоких давлениях, а также жидкие и твердые вещества при любых условиях не подчиняются закону Авогадро.

Число структурных частиц (атомов, ионов, молекул) в веществе показывает физико-химическая величина, которую назвали количество вещества ( n или ). Единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, ионов, молекул), сколько атомов содержится в 12 граммах углерода-12 ( 12 С), то есть 6,02*10 23 частиц/моль или моль -1 . Это число называется постоянной Авогадро и обозначается символом N _A .

N _A = 6,02*10 23 частиц/моль или моль -1 . Один моль любого вещества содержит столько молекул или атомов.

1 моль воды Н ₂ О содержит 6,02*10 23 молекул воды;

1 мол алюминия Al содержит 6,02*10 23 атомов Al ;

1 моль серной кислоты H ₂ SO ₄ содержит 6,02*10 23 молекул H ₂ SO ₄ ;

1 моль хлора Cl ₂ содержит 6,02*10 23 молекул Cl ₂ .

Чтобы рассчитать число частиц в нескольких моль вещества нужно использовать формулу:

N = N _A * n , где N – число частиц, N _A – постоянная Авогадро, n – количество вещества.

Расчёты записываем так: N (Н ₂ О) = N _A * n (Н ₂ О) = 6,02*10 23 молекул/моль * 2 = 12,04*10 23 молекул = = 1,204*10 24 молекул.

Задание 4. Рассчитайте число частиц в 2 моль Н ₂ О, в 3 моль Al , в 5 моль H ₂ SO ₄ , в 7 моль Cl ₂ .

Масса одного моль вещества называется молярной массой (М), рассчитать её можно по формуле: М = _ m _ (г/моль);

Численно значение молярной массы вещества в г/моль равно относительной молекулярной массе (без единиц измерения – безразмерная величина).

Расчёты записываем так: М(Н ₂ О) = М r (Н ₂ О) = А _r (Н)*2 + А _r (О) = 1*2 + 26 = 18 г/моль

Задание 5 (для самостоятельного решения). Рассчитайте и запишите молярные массы гидроксида натрия, азотной кислоты, оксида алюминия.

На основании закона Авогадро и следствий из него можно делать различные расчеты, определять объем, массу, плотность, относительную плотность, молярную и относительную молекулярную массу различных газов.

Вопросы для контроля

Как формулируется закон Авогадро?

Как формулируется первое следствие из закона Авогадро?

Что называется молярным объемом?

Чему равен молярный объем?

Чему равен молярный объем при н. у.?

Задачи для самостоятельного решения.

Задача 1. Какой объем при н. у. занимают следующие количества газов:

г). 6,4 г оксида серы (IV) S 0 ₂ ,

д). 4 г оксида азота (IV) N 0 ₂ ,

е). 5,6 г оксида углерода (II) СО.

Задача 2 . Определите молярную массу газа, если плотность по воздуху равна 2,5.

Задача 3. Определите объем кислорода, необходимого для получения 40 г оксида меди (II) окислением меди.

Задача 4. Сколько литров кислорода образуется из 200 г бертолетовой соли КСЮз по реакции 2КС10 ₃ = 2КС1 + 3О ₂ |?

Задача 5. Какой объем кислорода необходим для сгорания 18 г углерода по реакции С+О ₂ =СО ₂ ?

Задача 6 . Сколько литров водорода выделится при взаимодействии 10,8 г алюминия с соляной кислотой по реакции 2А1 + 6НС1 = 2А1С1 ₃ + ЗН ₂ ?

Задача 7. Сколько граммов HgO нужно для получения 11,2 л кислорода по реакции

2 Hg 0 = 2 Hg + О ₂ ?

Задача 8. Какой объем водорода можно получить при действии 0,2 моль цинка на раствор серной кислоты по реакции Zn + H ₂ SO ₄ = ZnS 0 ₄ + Н ₂ ?

Читайте также: