Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А

Относительную молекулярную массу обозначают Мr. Она численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества, и подсчитывается по формуле вещества. Например, Mr (H2О) будет слагаться из 2

Аr (Н) 2; Аr (O)= 1 16 = 16; Mr (H2О) = 2 + 16 = 18.

Моль. В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль. Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных или формульных (ФЕ) единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или других), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 126C.

NA 0,012кгмоль 6,02 10 23 моль-1. 1,993 10-26 кг

Зная массу одного атома углерода 12C (1,993 10-26 кг), вычисляют число атомов NA в 0,012 кг углерода.

Число частиц в 1 моль любого вещества одно и то же. Оно равно 6,02 1023 и называется постоянной Авогадро (обозначается NA, размерность 1/моль или моль-1). Очевидно, в 2

моль углерода будет содержаться 2 6,02 1023 атомов, в 3 моль

- 3 6,02 1023 атомов.

Молярная масса. Обычно ее обозначают M. Молярная масса - величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Она имеет размерность кг/моль или г/моль. Например, M = m/ или M = m/n , где m - масса в граммах; (ню) или n - количество вещества в молях, M - молярная масса в г/моль - постоянная величина для каждого данного вещества.

Так, если масса молекулы воды равна 2,99 10-26 кг, то молярная масса M (H2O) = 2,99 10-26 кг 6,02 1023 моль-1 = 0,018 кг/моль

или 18 г/моль. В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества.

13

Например, относительные атомные и молекулярные массы C, O2, H2S соответственно равны 12, 32, 34, а их молярные массы составляют соответственно 12, 32, 34 г/моль.

1.4. Основные стехиометрические законы химии

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 вы-

сказан М.В. Ломоносовым (1748 г.), а затем экспериментально обоснован в 1756 г.: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в резуль-

тате 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 Ei = const. Взаимосвязь массы и энергии выражается законом Эйнштейна: E = Δmc2, где E - изменение энергии; m - 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. Ломоно-

сова 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 способа-

14

ми: 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, TiO0,7, TiO1,9. 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

m1 m2 , mЭ1 mЭ 2

где m1 и m2 - массы первого и второго вещества; mэ1 и mэ2 -

эквивалентные массы первого и второго вещества. Химическим эквивалентом называют реальную или ус-

ловную 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.

15

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 азо-

та 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:

N2O, 2NO, N2O3, 2NO2 N2O4, N2O5

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:

Vm V ,

где Vm - молярный объем газа; V - объем вещества системы;- количество вещества системы.

Пример записи: Vm газа = 22,4 л·моль-1.

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

16

М = 2,0158 · DH 2 ,

где M - молярная масса газа; DH 2 - плотность газа по водороду.

Часто плотность газа определяют по отношению к возду-

ху (Dвозд).

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

1.5. Значение химии в развитии техники

Исторически развитие химии началось в глубокой древности, когда в качестве строительных материалов использовались некоторые металлы, стекло, кирпичи. До сих пор существуют разработанные в то время химические процессы, например, пивоварение, выплавка железа и меди и др.

На протяжении многих веков химики сумели синтезировать огромное количество природных веществ, начиная от аммиака и кончая гормонами насекомых.

Однако формирование химии как науки начиналось лишь

вконце XVIII века. С открытием химических законов химия еще в большей степени ускорила производство новых веществ, с новыми свойствами.

Сначала ХХ века прогресс химии был существенно ускорен возможностью получения синтетических веществ, не известных в природе. Во всем мире резко возросли темпы на- учно-технических разработок в области химии. Если в середине ХIХ века на превращение чернового варианта процесса электрохимического получения Al (1854 г.) в промышленный метод потребовалось 35 лет, то в 50-е годы ХХ века крупномасштабное производство полиэтилена низкого давления было создано менее чем за 4 года.

Однако разработка новых химических продуктов требует больших материальных затрат. Например, чтобы найти лишь несколько лекарственных препаратов, которые можно пустить

впромышленное производство нужно подготовить не менее 4000 веществ. В промышленно развитых странах, например, в

17