Важнейшие величины и единицы в химии

Масса46 атома т_а – м асса атома определённого элемента в килограммах.

Например:            водорода    ¹Н        т_а =   1,67 · 10^–27 кг;

углерода      ¹²С    т_а = 19,93 · 10^–27 кг;

кислорода   ¹⁶О    т_а = 26,60 · 10^–27 кг.

 

За атомную единицу массы (а. е. м.) принимают часть массы атома углерода с массовым числом 12 (нуклида ¹²С).

 

1 а. е. м. =  т_а (¹²С) = 1,660566 ·10^–27 кг

 

1 кг = 6,023091 · 10²⁶ а. е. м.

Относительная атомная масса (А_отн. или А_r47) показывает, во сколько раз масса атома данного элемента превосхо­дит ¹/₁₂ часть массы атома нуклида С, то есть сколько атомных единиц массы содержится в массе атома данного элемента.

 

А_r (Х)= ,

где m_а(Х) – масса атома элемента Х, кг.

 

Большинство элементов имеют атомы с различной массой.

Относительной атомной массой элемента (сокращённо атомной массой) называют отношение средней массы атомов данного элемента с учётом их распространённости в природе к ¹/₁₂ массы атома нуклида ¹²С.

Атомные массы элементов приводятся в периодической системе Д.И. Менделеева.

 

Водород:    А_отн(Н) =   1,00794.  

Углерод:    А_отн(С) = 12,011.

Кислород:  А_отн(О) = 15,9994.

 

Поскольку элемент хлор состоит из смеси двух нуклидов ³⁵Сl  (75,77 %) (А_отн = 34,968851) и ³⁷Сl (24,23 %) (А_отн = 36,965898), то  атомная масса  хлора:

 

А_отн = 34,968851 · 0,7577 + 36,965898 · 0,2423 = 35,452735 или 35,453.

 

Относительной молекулярной массой называют отношение средней массы вещества определённого формульного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к ¹/₁₂ массы атома нуклида ¹²С.

Относительная молекулярная масса (сокращённо – молекулярная масса) (М_отн. или М_r) – сумма относительных масс атомов, входящих в состав молекулы или любой другой формульной единицы.

 

М_r  =

где Х – атомы элементов, входящих в состав данной молекулы (формульной единицы);

i – число атомов  определённого элемента в молекуле (формульной единице). 

 

Например:

 

М_r (Н₃РО₄) = 3 · А_r(Н) + 1 · А_r(Р) + 4 · А_r(О) = 3 · 1 + 1 · 31 + 4 · 16 = 98

 

М_r (Сr₂О₇^2–) = 2 · 52 (Сr) + 7 · 16 (О) = 216

 

М_r ([Сu(Н₂О)₄]²⁺) = 1 · 64 (Сu) + 8 · 1 (Н) + 4 · 16 (О) = 136

 

М_r (NН₃ · Н₂О) = 1 · 14 (N) + 5 · 1 (Н) + 1 · 16 (О) = 35

 

М_r, также как А_r – величина безразмерная.

Иногда М_r определяют для смеси различных веществ известного состава, например для воздуха её принимают равной 29 (см. сноску 73 на с. 49).

Количество вещества (n) – физическая величина, показывающая, из какого количества структурных единиц (атомов, молекул, ионов, радикалов, электронов, протонов, нейтронов  и других частиц) состоит система.

Единица количества вещества – моль48 (одна из семи основных единиц СИ).

Моль – количество вещества, содержащее столько же структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г нуклида ¹²С.

 

Число атомов углерода в 12 г (0,012 кг) нуклида ¹²С:

где 1,993 · 10^–26 кг – масса нуклида ¹²С.

Число частиц (атомов, молекул, ионов и др.), содержащихся в 1 моле любого индивидуального вещества независимо от его природы и агрегатного состояния называется постоянной (числом) Авогадро49. Эта фундаментальная физическая постоянная обозначается N_А и равна (6,022045 ± 0,000031) · 10²³ моль^–1 (или ≈ 6,02 ∙ 10²³ моль^–1).

При использовании понятия "моль" необходимо указывать вид частиц:

Например:

1 моль хлора содержит 6,02 · 10²³ молекул Сl₂.

1 моль хлорида натрия NаСl содержит 6,02 · 10²³ катионов натрия Nа⁺ и 6,02 · 10²³ хлорид-ионов Сl^–.

 

Количество вещества и число частиц в системе N связаны соотношением:

 n =

или

 

N = n · N_A.

Например:

6,02 · 10²¹ молекул оксида углерода(IV),

1,20 · 10²⁴ атомов кислорода,

2,00 · 10²³ молекул воды составляют соответственно

 0,01 моль СО₂,  2 моль О,  ¹/₃ моль Н₂О.

 

Молярная масса (М) – масса одного моля вещества – величина, равная отношению массы порции вещества к количеству вещества в этой порции:

М = .

 

Термин "молярная масса" относится к массе моля любой формульной единицы.

 

Численное значение в г/моль равно значению относительной молекулярной массы формульной единицы (М = М_r).

Например: М (Н₂SО₄) = 98 г/моль, М (Na) = 23 г/моль.

Понятие "молярная масса", применяемое для веществ, имеющих молекулярное строение, используется и для веществ, не содержащих молекул, а состоящих из атомов, ионов, радикалов и др., для которых определяется формульная молярная масса.

К немолекулярным относятся вещества с атомной химической связью (например, алмаз, графит), ионной (соли, оксиды и гидроксиды металлов, например, NaCl, CaО, KOH), и металлической (металлы и их сплавы).

Молярная масса хлора: М (Сl₂) = 71 г/моль.

Молярная масса хлорида натрия М (NаСl) = 58,5 г/моль.

 

Объём вещества

Объём обозначают буквой V.

Единицы измерения: м³; а также л, мл.

 

Молярный объём газообразного вещества (V _м) – объём одного моля – величина, равная отношению объёма порции вещества к количеству вещества в этой порции:

V_М = .

 

Химическим эквивалентом50 называют условную частицу, в целое число раз меньшую (или равную) соответствующей ей формульной единице (атома, молекулы, иона, радикала и др.).

В одной формульной единице вещества В51 может содержаться z(B) химических эквивалентов этого вещества.

Число z(B) (э квивалентное число) показывает, сколько химических эквивалентов содержится в одной формульной единице; значения z(B) ≥ 1 зависят от химической реакции, в которой данное вещество участвует.

 

 В обменных реакциях значение z(B) определяется стехиометрией реакции.

Например, для реакции 

 

Al₂(SO₄)₃ + 12NaOH = 2Na₃[Al (OH)₆] + 3Na₂SO₄

 

на одну формульную единицу сульфата алюминия затрачивается 12 формульных единиц NaOH. Следовательно, значение z[Al₂(SO₄)₃] = 12, а z(NaOH) = 1. Значение химического эквивалента для Al₂(SO₄)₃ равно ¹/₁₂ формульной единицы Al₂(SO₄)₃, а химический эквивалент NaOH равен формульной единице NaOH.

 

В окислительно-восстановительных реакциях значение z(B) определяют по числу электронов, которые принимает (отдаёт) одна формульная единица окислителя (восстановителя).

Например, в реакции

 

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O

 

Mn+7 + 5e– = Mn2+	2	(по методу электронного баланса)
S+4 – 2e– = S+6	5

 

или

 

MnO4– + 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O	2	(по ионно-электронному методу или методу полуреакций)
SO32– + H2O – 2e– = SO42– + 2H+	5

 

окислитель KMnO₄ принимает 5 электронов, а восстановитель K₂SO₃ отдаёт 2 электрона.

Следовательно, z (КMnO₄) = 5, а z (К₂SO₃) = 2.

 

Число, обозначающее долю реальной частицы, называется фактором эквивалентности (f_экв). Его значение (≤ 1) не является величиной постоянной, а определяется природой реагирующих веществ и характером протекающей реакции:

f _экв (элемента) = ,

где В – валентность атома элемента;

f _экв  (кислоты) = ,

где N(Н⁺) – основность кислоты – число ионов Н⁺ в молекуле кислоты,  которые замещаются на ион металла;

f _экв (основания) = ,  

где N(ОН^–) – кислотность основания – число ионов ОН^– в формульной единице основания, которые замещаются на кислотные остатки;

f _экв (соли) = ,

где N – число катионов (анионов) в формульной единице соли;

 Z – модуль52 заряда катиона (аниона) соли;

f _экв (оксида) = ,

где N – число атомов оксидообразующего элемента или кислорода в оксиде,

Z  –  модуль величины степени окисления атома оксидообразующего элемента или кислорода в оксиде;

 

если учесть степень окисления атома кислорода в оксиде (–2), то

f _экв (оксида) = ,

где N – число атомов кислорода в оксиде;

f _экв (восстановителя или окислителя) = ,

где значение z(B) определяют по числу электронов, которые принимает одна формульная единица окислителя или отдаёт одна формульная единица восстановителя в окислительно-восстановительной реакции.

 

Количество вещества химического эквивалента вещества В – n_Э(В) – величина, пропорциональная числу химических эквивалентов этого вещества N_Э(В):

n_Э(В) = ,

где N_А – постоянная Авогадро.

 

Единица измерения количества вещества химического эквивалента – моль.

Так как в одной формульной единице вещества В может содержаться z(В) химических эквивалентов этого вещества, то

 

N_Э(В) = z(В) · N_фе,

 

где N_фе – число формульных единиц вещества В.

 

Следовательно:

n_Э(В) = z(В) · n(В) ,

 

где n(В) – количество вещества В.

 

Молярная масса химического эквивалента (эквивалентная масса) вещества – это масса 1 моля эквивалента:

 

М_Э = f_экв ∙ М.

 

Единица измерения М_Э – г/моль.

            

Поскольку фактор эквивалентности не является величиной постоянной, то и значение эквивалентной массы данного вещества будет различным.

Для определения молярной массы эквивалента следует исходить из химической формулы вещества или уравнения реакции, в которой участвует это вещество.

 

Моль эквивалентов – количество вещества, содержащее один моль его химических эквивалентов.

 

Пример 1. Для соединений Н₂S, SО₂, Н₂SО₄ молярные массы химических эквивалентов серы – М_Э(S) – соответственно равны:             · 32 = 16;  · 32 = 8;  · 32 = 5,33 г/моль, где 2, 4, 6 – валентность атома серы в указанных соединениях.

 

 

Пример 2.

Н₃РО₄ + 1ּКОН = КН₂РО₄ + Н₂О,

 

 = 98 г/моль;

 

Н₃РО₄ + 2ּКОН = К₂НРО₄ + 2Н₂О,

 

 = 49 г/моль;

 

Н₃РО₄ + 3ּКОН = К₃РО₄ + 3Н₂О,

 

 = 32,7 г/моль.

 

Пример 3.

КНSО₄ + КОН = К₂SО₄ + Н₂О,

 

 = 136 г/моль;

 

КНSО₄ + ВаСl₂ = ВаSО₄↓ + КСl + НСl

 

 = 68 г/моль.

 

Пример 4.

 

К₂Сr₂О₇ + (СН₃СОО)₂Рb = РbСr₂О₇↓ + 2СН₃СООК

(обменная реакция)

 

 = 147 г/моль;

 

К₂Сr₂О₇ + 3SО₂ + Н₂SО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + К₂SО₄ + Н₂О

(окислительно-восстановительная реакция)

 

 = 49 г/моль,

так как:                

Сr₂О₇^2– + 14Н⁺ + 6е^– = 2Сr³⁺ + 7Н₂О.

 

Объём химическогоэквивалента газообразного вещества В – это объём, занимаемый при данных условиях одним эквивалентом газообразного вещества.

Единица измерения V_Э – л/моль. 

 

 

Например, при н. у. (см. сноску 70, с. 46):

 

=  = 11,2 л/моль;  = = 5,6 л/моль.

 

В  каждой   естественной    науке     заключается

столько истины, сколько в ней есть математики.

И. Кант53

 

2. СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ54

Стехиометрия – учение о массовых или объёмных соотношениях реагирующих веществ (см. сноску 44, с. 25).

 

Законы стехиометрии обусловлены атомно-молекулярным строением вещества. Соотношения, в которых, согласно этим законам, вступают в реакцию вещества, называются стехиометрическими. Законы стехиометрии используются в расчётах, связанных с формулами веществ и нахождением теоретически возможного выхода продуктов реакции.

 

2.1. Закон сохранения массы и энергии55

 

До начала XX в. законы сохранения массы и сохранения энергии обычно рассматривались независимо друг от друга как частные случаи всеобщего естественного закона сохранения материи и движения: закон сохранения массы – в химии, закон сохранения энергии – в физике.

 

Закон сохранения массы

 

(М.В. Ломоносов, 1748 г., А. Лавуазье56, 1789 г.)

 

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться: