Закон эквивалентов в химии реферат
Обновлено: 04.07.2024
Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества nэ. Молярная масса эквивалента (МЭ) — это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности: Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам… Читать ещё >
Эквивалент, закон эквивалентов. Определение эквивалента кислоты, основания, соли, простых газободибних веществ, окислителя, восстановителя ( реферат , курсовая , диплом , контрольная )
Эквивалент — это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН-, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. Например, рассмотрим следующую реакцию:
H3PO4 + 2KOH =K2HPO4 + 2H2O.
В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия, иначе, в реакцию вступают два иона Н+ (кислота проявляет основность 2). Тогда по определению эквивалентом H3PO4 будет являться условная частица ½H3PO4, т.к. если одна молекула H3PO4 предоставляет два иона Н+, то один ион Н+ дает половина молекулы H3PO4. С другой стороны, на реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой щелочь отдает два иона ОН-, следовательно, один ион ОНпотребуется на взаимодействие с ½ молекулы кислоты. Эквивалентом кислоты является условная частица ½Н3РО4, а эквивалентом щелочи частица КОН. Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности — это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице. Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы.
Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.
Эквивалент вещества или эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях [1][2].
Например, в реакции:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
эквивалентом будет реальная частица — ион Na+, в реакции
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
эквивалентом будет являться мнимая частица ½Zn(OH)2.
Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества — число моль вещества эквивалентное одному моль катионов водорода в рассматриваемой реакции.
1. ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА
Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества.
1.1 ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МОЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА
Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как Мэ. Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как fэ).
Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.
Mэ = fэ×M1.2 ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ
Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как fэ). [3]
Таблица 1 - Расчет фактора эквивалентности
Частица Фактор эквивалентности Примеры
Простое вещество ,
где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента fЭ(H2) = 1/(2×1) = 1/2;
fЭ(O2) = 1/(2×2) = 1/4;
fЭ(Cl2)= 1/(2×1) = 1/2;
fЭ(O3) = 1/(3×2) = 1/6
Оксид ,
где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента fЭ(Cr2O3)=1/(2×3)= 1/6;
fЭ(CrO) = 1/(1×2) = 1/2;
fЭ(H2O) = 1/(2×1) = 1/2;
fЭ(P2O5)=1/(2×5) = 1/10
Кислота ,
где n(H+) – число ионов водорода (основность кислоты) fЭ(HCl) = 1/1 = 1
fЭ(H2SO4) = 1/2
fЭ(H3PO4) = 1/3
Основание , где n(ОH–) – число гидроксид-ионов (кислотность основания) fЭ (KOH) = 1
fЭ (Cu(OH)2) = 1/2
Соль ,
где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(2 × 3) = 1/6(расчет по металлу) или
fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(3 × 2) = 1/6(расчет по кислотному остатку)
fЭ (ZnCl2) = 1/(1×2 ) =1/2 (расчет по металлу)
fЭ (NaCl) = 1/(1 × 1 ) =1/2 (расчет по металлу)
Частица в окислительно-восстановительных реакциях ,где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления Fe2+ + 2 → Fe0
fЭ(Fe2+) =1/2;
MnO4–+8H++ 5 =Mn2+ + 4H2O
fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион , где z – заряд иона fЭ(SO42–) = 1/2
1.3 ЧИСЛО ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ
Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивалентности связан с числом эквивалентности соотношением:
fэ =1/z.
Например, в реакции:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
Эквивалентом является частица ½Zn(OH)2. Число ½ есть фактор эквивалентности, z в данном случае равно 2.
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Глинка Н. Л. Общая химия. – 23-е издание, испр. (Под ред. В. А. Рябиновича) - Л.: Химия, 1983
Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1984.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1981.
Степин Б. Д., Применение Международной системы единиц физических величин в химии, М., 1990.
Степин Б. Д., Цветков А. А., Неорганическая химия, М., 1994.
Эквивалент – реальная или условная частица вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции или реакции обмена эквивалентна одному иону водорода Н + (одному иону ОН — или единичному заряду), а в данной окислительно- восстановительной реакции эквивалентна одному электрону.
Фактор эквивалентности fэкв(X) – число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества.
Наряду с понятием “количество вещества”, соответствующее числу его моль, используется также понятие количество эквивалентов вещества.
Закон эквивалентов: вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Если взято n(экв1) моль эквивалентов одного вещества, то столько же моль эквивалентов другого вещества n(экв2) потребуется в данной реакции, т.е.
При проведении расчетов необходимо использовать следующие соотношения:
1. Молярная масса эквивалента вещества X равна его молярной массе, умноженной на фактор эквивалентности:
2. Количество эквивалентов вещества X определяется делением его массы на молярную массу эквивалента:
3. Объём моль-эквивалента газа Х при н.у. равен молярному объёму газа, умноженному на фактор эквивалентности:
4. Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих это вещество атомов (ионов).
5. Молярная масса эквивалента оксида равна молярной массе эквивалента элемента плюс молярная масса эквивалента кислорода.
6. Молярная масса эквивалента гидроксида металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента гидроксила, например:
М[½Са(ОН)2] = 20 + 17 = 37 г/моль.
7. Молярная масса эквивалента сульфата металла равна молярной массе эквивалента металла плюс молярная масса эквивалента SO4 2- , например,
М(½ СаSO4) = 20 + 48 = 68 г/моль.
Эквивалент в кислотно-основных реакциях
На примере взаимодействия ортофосфорной кислоты со щелочью с образованием дигидро-, гидро- и среднего фосфата рассмотрим эквивалент вещества H3PO4.
Эквивалент NaOH соответствует формульной единице этого вещества, так как фактор эквивалентности NaOH равен единице. В первом уравнении реакции молярное соотношение реагентов равно 1:1, следовательно, фактор эквивалентности H3PO4 в этой реакции равен 1, а эквивалентом является формульная единица вещества H3PO4.
Во втором уравнении реакции молярное отношение реагентов H3PO4 и NaOH составляет 1:2, т.е. фактор эквивалентности H3PO4 равен 1/2 и её эквивалентом является 1/2 часть формульной единицы вещества H3PO4 .
В третьем уравнении реакции количество веществ реагентов относятся друг к другу как 1:3. Следовательно, фактор эквивалентности H3PO4 равен 1/3, а её эквивалентом является 1/3 часть формульной единицы вещества H3PO4.
Таким образом, эквивалент вещества зависит от вида химического превращения, в котором принимает участие рассматриваемое вещество.
Следует обратить внимание на эффективность применения закона эквивалентов: стехиометрические расчёты упрощаются при использовании закона эквивалентов, в частности, при проведении этих расчётов отпадает необходимость записывать полное уравнение химической реакции и учитывать стехиометрические коэффициенты. Например, на взаимодействие без остатка 0,25 моль-экв ортофосфата натрия потребуется равное количество эквивалентов вещества хлорида кальция, т.е. n(1/2CaCl2) = 0,25 моль.
Эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях
Фактор эквивалентности соединений в окислительно-восстановительных реакциях равен:
где n – число отданных или присоединенных электронов.
Для определения фактора эквивалентности рассмотрим три уравнения реакций с участием перманганата калия:
В результате получаем следующую схему превращения KMnO4.
Схема превращений KMnO4 в различных средах
Таким образом, в первой реакции fэкв(KMnO4) = 1/5, во второй – fэкв(KMnO4) = 1/3, в третьей – fэкв(KMnO4) = 1.
Следует подчеркнуть, что фактор эквивалентности дихромата калия, реагирующего в качестве окислителя в кислой среде, равен 1/6:
Примеры решения задач
Задача 1. Определить фактор эквивалентности сульфата алюминия, который взаимодействует со щелочью.
Решение. В данном случае возможно несколько вариантов ответа:
Задача 2. Определить факторы эквивалентности Fe3О4 и KCr(SO4)2 в реакциях взаимодействия оксида железа с избытком хлороводородной кислоты и взаимодействия двойной соли KCr(SO4)2 со стехиометрическим количеством щёлочи КОН с образованием гидроксида хрома (III).
Задача 3. Определить факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов оксидов CrО, Cr2О3 и CrО3 в кислотно-основных реакциях.
CrО3 – кислотный оксид. Он взаимодействует со щёлочью:
Молярные массы эквивалентов рассматриваемых оксидов равны:
Задача 4. Определить объём 1 моль-экв О2, NH3 и H2S при н.у. в реакциях:
Vэкв(NH3) = 22,4× 1/3 = 7,47 л – в первой реакции.
Vэкв(NH3) = 22,4× 1/5 = 4,48 л – во второй реакции.
В третьей реакции для сероводорода Vэкв(H2S)=22,4 1/6 = 3,73 л.
Задача 5. 0,45 г металла вытесняют из кислоты 0,56 л (н.у.) водорода. Определить молярную массу эквивалента металла, его оксида, гидроксида и сульфата.
Задача 6. Рассчитать массу перманганата калия, необходимую для окисления 7,9 г сульфита калия в кислой и нейтральной средах.
fэкв(K2SО3) = 1/2 (в кислой и нейтральной среде).
В кислой среде Мэкв(KMnO4) = 158·1/5 = 31,6 г/моль, m(KMnO4) = 0,1·31,6 = 3,16 г.
В нейтральной среде Мэкв (KMnO4) = 158·1/3 = 52,7 г/моль, m(KMnO4) = 0,1·52,7 =5,27 г.
Задача 7. Рассчитать молярную массу эквивалента металла, если оксид этого металла содержит 47 мас.% кислорода.
Выбираем для расчётов образец оксида металла массой 100 г. Тогда масса кислорода в оксиде составляет 47 г, а масса металла – 53 г.
В оксиде: nэкв (металла) = nэкв(кислорода). Следовательно:
53:Мэкв(Ме) = 47:(32·1/4). В результате получаем Мэкв(Ме) = 9 г/моль.
Задачи для самостоятельного решения
2.1. Молярная масса эквивалента металла равна 9 г/моль. Рассчитать молярную массу эквивалента его нитрата и сульфата.
Ответ: 71 г/моль; 57 г/моль.
2.2. Молярная масса эквивалента карбоната некоторого металла составляет 74 г/моль. Определить молярные массы эквивалентов этого металла и его оксида.
Ответ: 44 г/моль; 52 г/моль.
2.3. Рассчитать объём 1 моля эквивалента сероводорода (н.у.), который окисляется до оксида серы (IV).
Ответ: 3,73 л.
2.4. Определить молярную массу эквивалента Ni(OH)Cl в реакциях:
Ni(OH)Cl + NaOH = Ni(OH)2 + NaCl.
Ответ: 55,6 г/моль; 111,2 г/моль.
2.5. При взаимодействии 4,8 г неизвестного металла и 13 г цинка с соляной кислотой выделяется одинаковый объём водорода. Вычислить молярные массы эквивалентов металла, его оксида и его хлорида.
Ответ: МЭ(металла)=12 г/моль; МЭ(оксида)=20 г/моль, МЭ(хлорида)=47,5 г/моль.
2.6. Рассчитать молярные массы эквивалентов металла и его гидроксида, если хлорид этого металла содержит 79,7 мас.% хлора, а молярная масса эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.
Ответ: МЭ(металла)=9 г/моль; МЭ(оксида)=26 г/моль.
2.7. Какой объём 0,6 М раствора H2O2 пойдёт на окисление 150 мл 2н. раствора FeSO4 в реакции:
Ответ: 250 мл.
2.8. Определить объём хлора (н.у), необходимый для окисления 100 мл 0,5н раствора K2MnO4.
Ответ: 0,56 л.
2.9. 0,66 г кислоты требуются для нейтрализации 10 мл 1М раствора КОН. Найти молярные массы эквивалентов кислоты и ее кальциевой соли в обменной реакции.
Ответ: МЭ(кислоты)=66 г/моль; МЭ(соли)=85 г/моль.
2.10. Бромид металла в результате обменной реакции полностью переведен в сульфат, при этом масса уменьшилась в 1,47 раз. Найти молярную массу эквивалента металла. Определить какой это металл.
Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии. Стехиометрические законы химии. Эквивалент, молярная масса эквивалента. Законы эквивалентов, сохранения массы вещества. Формула объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака.
| Рубрика | Химия |
| Вид | реферат |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 22.11.2015 |
| Размер файла | 28,1 K |
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Основные понятия и законы химии
1. Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии.
2. Основные понятия химии.
3. Основные законы химии
3.1 Стехиометрические законы химии
3.2 Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов.
3.3 Газовые законы
1. Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии
Химия относится к числу естественных наук, которые изучают окружающий нас мир, т.е. материю. Материя проявляется в двух видах: вещества и поля. Вещество - это устойчивое скопление элементарных частиц (атомов, молекул, ионов и др.), обладающих массой покоя. Поле - представляет собой поток квантов, которым масса покоя не присуща. Посредством поля осуществляется взаимодействие между частицами вещества. Примеры полей: электромагнитное, гравитационное, ядерное и др.
Способом существования материи является движение. Различают пять форм движения материи: механическую, физическую, химическую, биологическую и социальную.
Химическая форма движения материи - это процессы разрушения и образования веществ, которые называются химическими реакциями. Они сопровождаются перемещением валентных электронов, т.е. частиц вещества. Таким образом, химия - наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения простых и сложных веществ.
Химия формирует научное мировоззрение и составляет теоретическую основу многих наук. Велика роль химии в практической деятельности человека. В результате химизации строительства стало возможным широкое использование таких процессов, как сварка, склеивание, формование. Применение вяжущих веществ совершенствуется на основе изучения процессов, происходящих при их твердении. Создаются быстротвердеющие бетоны и растворы, используются химические методы ускорения твердения и методы, основанные на стимулировании скорости химических реакций (например, прогрев, электрохимическая обработка). Новые синтетические материалы - пластмассы, полимеры - способствуют совершенствованию конструкций и методов строительства. В большой степени химизация коснулась и отделочных работ - это краски, замазки, шпаклевки, линолеум, стеклопластики, поропласты и др. материалы. Глубокое понимание процессов, происходящих при твердении вяжущих веществ, знание основ химии строительных материалов, ясное представление о сущности физико-химических и химических процессов, применяемых в строительстве, обязательны для современного инженера - строителя.
2. Основные понятия химии
Объектом изучения химии являются элементы и их соединения.
Химическим элементом называют вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра.
Атом - наименьшая химически неделимая частица химического элемента, сохраняющая все его свойства. Атомы образуют молекулы.
Молекула - наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая химическими свойствами данного вещества. Молекулы простых веществ образованы атомами одного элемента (H2, S4, O2 и др.), а сложных - разными (SO2, H3PO4 ,)
Массы атомов и молекул, выраженные в килограммах (кг) или граммах(г), представляют собой чрезвычайно малые числа. Например, масса атома углерода равна 1,993·10-26 кг. Пользоваться такими числами при расчетах неудобно, поэтому для выражения масс атомов и молекул введена особая единица - атомная единица массы, (а.е.м). В 1961 году за единицу атомной массы принята, углеродная единица, которая представляет собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С.
Относительной атомной массой (символ -- Аr) называется величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Например, Аг(С1)=35,453. Подстрочный индекс г происходит от лат. relative -относительный. Аг - величина безразмерная.
Относительная молекулярная масса вещества (Mr) - это
отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома изотопа углерода12С. Mr - численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы. Например, Mr(H2SO4)=2·Ar(H) + Ar(S) + 4·Ar(O) = (2·1) + 32 + (4 · 16) = 98.
В Международной системе (СИ) за единицу количества вещества принят моль. Моль (х) -- это количество вещества системы, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.
Постоянная Авогадро (Na) -- это число частиц, содержащихся в одном моле любого вещества. (NА)= 6,02·1023 моль-1
Молярная масса (М(х), г/моль) -- масса одного моля вещества.
Молярные массы численно совпадает с относительными массами атомов и молекул.
Например: Аг(С)=12, М(С)=12 г/моль; Mr(H2SO4)=98, M(H2SO4)=98 г/моль.
Между массой вещества (m, г), количеством вещества (х, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют взаимосвязь: m= х · M
3. Основные законы химии
Стехиометрия - это особый раздел химии, в котором изучают количественный состав веществ, а также количественные изменения, происходящие с ними при химических реакциях.
В основе стехиометрических расчетов лежат фундаментальные количественные законы химии.
Закон сохранения массы вещества (Ломоносов М.В., 1748, 1756; Лавуазье А., 1777): Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Объясняется это тем, что при химических превращениях атомы не разрушается, а только перегруппировываются с образованием новых веществ. Все расчеты по химическим уравнениям производят на основании этого закона. По уравнениям реакций в химическом производстве и в лабораториях рассчитывают, какое количество исходных веществ надо взять, чтобы получить заданное количество продукта, рассчитывают выход продукта и т.д.
Закон сохранения массы веществ М.В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии. Взгляды Ломоносова подтверждены современной наукой. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна (1905)
Е - энергия, m - масса, С - скорость света в вакууме. Это уравнение может быть представлено в виде ?m = Е/С2
Что можно сформулировать так: если тело теряет (испускает) энергию, то одновременно имеет место эквивалентное уменьшение массы и наоборот. Однако это наблюдается лишь в процессах, сопровождающихся выделением или поглощением громадных количеств энергии, например, в ядерных и термоядерных реакциях. Поэтому химические реакции подчиняются закону сохранения массы, а ядерные и термоядерные реакции - закону сохранения массы и энергии.
Закон постоянства состава вещества (Ж.Л. Пруст, 1797): Вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения. На этом законе основаны расчеты по химическим формулам. Зная химическую формулу вещества, можно рассчитать относительное содержание каждого элемента в образце вещества - так называемую массовую долю W(щ).
Дальнейшее развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. Первые соединения называются дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле).
Дальтониды - это соединения молекулярной структуры, т.е. состоящие из молекул. Их состав выражается простыми формулами с целочисленными индексами, например: Н2О, ССl4, СО2 и др.
Бертоллиды - соединения с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой). Их состав изменяется и не отвечает стехиометрическим индексам. Например, оксид титана имеет состав от TiO0,7 до TiO1,3.
Эквивалент химического элемента (Э(х),моль) - это реальная или условная частица, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число, которое показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной частице вещества (атоме, молекуле, ионе и т.д.) называется эквивалентным числом Z(x).
Число, обозначающее, какая доля реальной частицы является эквивалентом, называется фактором эквивалентности (fэкв)
Для химических элементов Z(x) равно валентности (В) элемента
Например, в Z(N)=3; Z(H)=1.
Для сложных веществ эквивалентное число рассчитывается по формуле:
N - номер функциональной группы (ФГ), В - валентность ФГ.
у кислот - катионы водорода Н+; у оснований - гидроксид ионы ОН-;
у солей - катионы металлов Меn+; или NH; у оксидов - элемент, образующий оксид Эn+.
Z(3PO4)=3; Z(Ca(O)2)=2; Z(3(PO4)2)=6; Z(2O5)=10.
Молярная масса эквивалента (M(f(x)), г/моль) - это масса одного моля химического эквивалента.
Для элемента M(f(x))= Ar(x ) / B(x)
Для веществ M(f(x)) = fэкв • M(x)
Z(2SO4)=2; M(H2SO4) = 98 г/моль; Мэ(H2SO4) =•98=49 г/моль.
Для вычисления объема моля газов (эквивалентный объем газа Vэ(х)) необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле газа. Например, В(Н) = 1, тогда Z(Н) = 1 г/моль, что в 2 раза меньше молярной массы газа водорода М(Н2) = 2 г/моль = Мэ(Н2) = 2 г/моль. Следовательно, объем моля эквивалентов водорода в 2 раза меньше объема моля газа, т.е.
Vэ(Н2) = 22,4 :2 = 11,2 л.
Аналогично, для кислорода: В(О) = 2, Z(О) = 2, М(О) = 16 г/моль; Мэ(О) = Ѕ · 16 = 8 г/моль, так как молярная масса эквивалента кислорода (8 г/моль) меньше молярной массы кислорода в 4 раза (М(О2) = 32 г/моль), то объем одного моля эквивалентов кислорода в 4 раза меньше его молярного объема, т.е. Vэ(О2) = 22,4 : 4 = 5,6 л.
На основании понятия об эквиваленте формулируется один из основных законов химии - закон эквивалентов: Вещества или элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.
m(1) и m(2)- массы реагирующих веществ; M(f(1) и M(f(2) - молярные массы их эквивалентов
3.3 Газовые законы
материя химия закон эквивалент
Закон объемных отношений (Ж.Гей-Люссак, 1805) при одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакций как соответствующие стехиометрические коэффициенты.
Закон Авогадро (1811). В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро вытекают следствия, которые используется при решении задач.
Следствие 1. Моли различных газов при одинаковых условиях (T и P) занимают одинаковый объем, а при нормальных условиях (н.у.) - 22,4 л. Этот объем (объем одного моля газа) называется молярным объемом газа и обозначается VM или Vm. Молярный объем газа - это отношение объема вещества к количеству этого вещества VM =.
Следствие 2. Плотности газов, взятых при одинаковых условиях (Т,Р) относятся как их молекулярные массы
Отсюда, Dгаз2(газ1) = Mr(газ1) / Mr(газ 2)
D - относительная плотность первого газа по второму. Обычно ее определяют по отношению к легкому газу - водороду. Поскольку Ar(Н2) = 2, то Mr(газа) = Mr(Н2) • D (Н2) Отсюда Mr (газа) = 2 • D(Н2)
Таким образом, молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.
Для решения химических задач, связанных с газообразными веществами, часто используется формула объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
P0 , V0, T0 - давление, объем газа и температура при нормальных условиях (р0 = 101325 Па, Т0 = 273 К).
Если известна масса или количество газа, а необходимо вычислить объем, или, наоборот, используют уравнение Менделеева - Клапейрона:
PV = n•R•T , т.к. n = m/M , то
n - число молей газа; m - масса, г; M - молярная масса газа, г/моль; R - универсальная газовая постоянная:
R = 8,31 л•кПа/моль•К; R = 62400 мл•мм.рт.ст./град•моль
R = 0,082 л•атм/град•моль
Подобные документы
Aтомно-молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии, соотношение Эйнштейна. Закон постоянства состава. Распространенность элементов в природе. Атомные и молекулярные массы. Стехиометрические соотношения в химии. Объединенный газовый закон.
лекция [67,5 K], добавлен 22.04.2013
Стехиометрия – раздел химии, изучающий количественные соотношения в химических процессах; основные законы, открытые в XVIII–XIX вв., - отправная точка для создания теории строения вещества; сущность и содержание законов, их современная формулировка.
презентация [42,5 K], добавлен 11.10.2011
Закон: Авогадро, Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, объемных отношений, Кюри, постоянства состава вещества, сохранения массы вещества. Периодический закон и периодическая система Менделеева. Периодическая законность химических элементов. Ядерные реакции.
реферат [82,5 K], добавлен 08.12.2007
Законы атомно-молекулярной теории. Стехиометрические соотношения, газовые смеси. Решение стандартных и сложных многовариантных задач; вывод формул химических соединений. Расчет природного минерала, вещества в жидкости, в твердой смеси; концентрация.
учебное пособие [369,9 K], добавлен 18.01.2012
Вклад Ломоносова в развитие химии как науки: обоснование закона сохранения массы вещества, исследование природы газового состояния, изучение явления кристаллизации. Основные направления развития физической химии во второй половине XVIII-XX веках.
реферат [28,1 K], добавлен 26.08.2014
Пути познания и классификация современных наук, взаимосвязь химии и физики. Строение и свойства вещества как общие вопросы химической науки. Особенности многообразия химических структур и теория квантовой химии. Смеси, эквивалент и количество вещества.
лекция [759,9 K], добавлен 18.10.2013
Человек как система, где происходят различные химические превращения. Экзотермическая реакция окисления органических веществ при высокой температуре (горение дров) – первая использованная человеком химическая реакция. Основные понятия и законы химии.
Читайте также: