Основные законы стехиометрии

Законы стехиометрии, открытые в конце восемнадцатого — начале девятнадцатого веков, послужили основой для превращения химии из описательной науки в науку, использующую математические методы.

Эти законы, напомним, были установлены экспериментально и на их основе, вначале двадцатого века было создано учение об атомно-молекулярном строении вещества.

В настоящее время они рассматриваются уже как следствие представлений об атомном строении, вещества т.е. стали очевидными и мы остановимся лишь на тех проявлениях этих законов, которые сохранили практическое значение или получили новое содержание.

Закон сохранения массы. Этот закон открыт и экспериментально обоснован М.Ломоносовым. В настоящее время он может быть сформулирован следующим образом:

масса продуктов химической реакции равна массе исходных веществ.

Закон сохранения массы применим к химическим реакциям, происходящим в системе, которая не обменивается с внешней средой ни веществом, ни энергией. Если происходит потеря или поглощение энергии системы, то масса продуктов не равна массе исходных веществ. Например, в химической реакции

Н + Н =  + 432 кДж

выделившаяся энергия не принадлежит образовавшемуся молекулярному водороду, она системой потеряна. Следовательно, в соответствии с известным соотношением А. Эйнштейна:

масса системы должна уменьшиться, а масса веществ, окружающих систему и воспринявших эту энергию, увеличиться. При этом общая масса материи в мире осталась прежней.

            Можно ли заметить изменение массы в химических процессах? В данной реакции оно составляет на моль водорода 4,3×10-9г. Масса моля водорода в настоящее время измерена с точностью до 10-8 г. Обнаружить такое незначительное изменение массы современными средствами невозможно и для обычных химических превращений учитывать не следует. Оно становится заметным в ядерных реакциях, сопровождающихся значительно большими изменениями энергии.

            Закон постоянства состава.  Его установил  французский химик Ж.Пруст (1799). В нем говорилось о количественной определенности каждого химического соединения:

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

            Этот закон вначале способствовал развитию препаративной химии. Затем было установлено, что наряду с химическими соединениями постоянного состава (дальтонидами), имеются соединения переменного состава (бертолиды). Причем к таким соединениям относится большинство немолекулярных соединений. Открытие и исследование соединений переменного состава привело к необходимости изменения формулировки закона. Теперь этот закон формулируют так:

            химическое соединение с молекулярной структурой имеет один и тот же состав и свойства независимо от способа получения. В отсутствие молекулярной структуры его состав зависит от условий получения и предыдущей обработки.

            Для соединений переменного состава не имеющих молекулярной структуры вместо молекулярной массы вводят понятие ФОРМУЛЬНОЙ МАССЫ. Она равна сумме атомных масс элементов входящих в данное соединение, умноженных на фактические стехиометрические индексы в химической формуле соединения. Например, формульная масса оксида железа (II) состава  равна:  58,93 × 0,85+16 = 66,09.

            Для соединений имеющих молекулярную структуру формульные массы совпадают с их молекулярными массами.

            Закон кратных отношений. Открыт в 1803 году английским ученым Д.Дальтоном.

            С учетом вышесказанного о существовании соединений переменного состава современная формулировка этого закона следующая:

            если два элемента образуют друг с другом несколько соединений с молекулярной структурой, то на одно и то же массовое количество одного из них приходятся такие количества другого, которые относятся между собой как целые числа.

            Закон эквивалентов. Установлен немецким ученым И.Рихтером. Сегодня формулировка этого закона звучит так:

            массы взаимодействующих веществ (m), имеющих молекулярную структуру, пропорциональны молекулярным массам эквивалентов этих веществ (), т.е.

Закон Авогадро. Закон был получен итальянским физиком А.Авогадро в 1811 году как результат изучения объемных соотношений  газообразных веществ в химических реакциях:

            в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится равное число молекул.

            А.Авогадро также установил, что моль различных веществ содержит одинаковое число молекул. Это число назвали ПОСТОЯННОЙ АВОГАДРО, так как оно постоянно для любых состояний веществ и не зависит ни от каких условий. Еще раз напомним, что постоянная Авогадро равна 6,02×1023 и обозначается NA.

            Из закона Авогадро следует, что моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем. Это так, потому что собственный объем молекул газа составляет только » 1/1000 от объема, занимаемого этой порцией газа.

При нормальных условиях (температура 273,15К; давление 101325Па) моль любого газа, как показывает эксперимент, занимает объем, который приблизительно равен 22,4л. Этот объем называют МОЛЕКУЛЯРНЫМ ОБЪЕМОМ газа. Пользуясь молекулярным объемом, легко вычислить молекулярную массу газа. Для этого находят массу (в граммах) 22,4л данного вещества в газообразном состоянии при нормальных условиях.

            В условиях, отличных от нормальных, объем любого количества газа можно рассчитать по уравнению Менделеева-Клапейрона

pv = nRT,

            где p- давление газа, Па; V- объем газа, м3; n- количество вещества, моль; R-универсальная газовая постоянная, равная 8,314Дж/моль×К; T- абсолютная температура ,К.

            Заканчивая рассмотрение этого вопроса, отметим, что уравнение Менделеева-Клапейрона и закон Авогадро точно описывают только газы, находящиеся в таком состоянии, когда можно пренебречь собственным объемом молекул и межмолекулярными взаимодействиями. Очевидно, что ни один из существующих в природе газов этим требованиям не соответствует. Поэтому уравнение Менделеева-Клапейрона и закон Авогадро описывают реальные газы приближенно, причем тем точнее, чем больше степень разрежения газа, т.е. чем больше объем, занимаемый одним молем газа.

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector