Основні стехіометричні закони хімії
Атомно-молекулярна теорія
Стехиометрія - розділ хімії, в якому розглядаються масові або об'ємні відносини між реагують речовинами. Виключне значення для розвитку хімії мало встановлення трьох основних стехіометричних законів.
1) Закон збереження маси речовин (М.В. Ломоносов, 1748 - тисячу сімсот п'ятьдесят шість рр .; А. Лавуазьє, 1777 г.).
Маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що вийшли в результаті реакції.
2) Закон сталості складу (Ж.Л. Пруст, 1801 г.).
Кожне чисте з'єднання незалежно від способу його отримання завжди має один і той же склад.
3) Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.).
У рівних обсягах різних газів при однакових температурі і тиску міститься одне і те ж число молекул.
Важливим наслідком із закону Авогадро є твердження: при однакових умовах рівні кількості різних газів займають рівні обсяги.
Зокрема, при. нормальних умовах (н.у.) - при температурі і тиску кПа (1 атм, або 760 мм рт.ст.) - будь-який газ, кількість якого дорівнює 1 моль, займає обсяг 22,4 л. Цей обсяг називається молярним об'ємом газу при н.у.
Встановлення перших двох стехіометричних законів дозволило приписати атомам хімічних елементів строго певну масу. Значення мас атомів, виражені в стандартних одиницях маси (абсолютна атомна маса), дуже малі, тому застосовувати їх у повсякденній практиці вкрай незручно. Наприклад, маса атома вуглецю дорівнює:
Такими ж надзвичайно малими виявляються маси інших атомів, а також молекул (абсолютна молекулярна маса позначається), наприклад, маса молекули води становить:
Тому для зручності введено поняття про відносну масі атомів і молекул.
Відносною атомною масою елемента називають відношення абсолютної маси атома до частини абсолютної маси атома ізотопу вуглецю Позначають відносну атомну масу елемента символом, де r - початкова буква англійського слова relative (відносний).
Відносної молекулярної масою МГ називають відношення абсолютної маси молекули до маси атома ізотопу вуглецю Зверніть увагу на те, що відносні маси по визначенню є безрозмірними величинами.
Таким чином, мірою відносних атомних і молекулярних мас обрана частина маси атома ізотопу вуглецю яка називається атомної одиницею маси (а.е.м.):
Абсолютні і відносні маси пов'язані простими співвідношеннями:
Крім розглянутих величин в хімії надзвичайне значення має особлива величина - кількість речовини (див. Наслідок із закону Авогадро!).
Кількість речовини визначається числом структурних одиниць (атомів, молекул, іонів або інших частинок) цієї речовини, воно позначається зазвичай v і виражається в молях (моль).
Моль - це одиниця кількості речовини, що містить стільки ж структурних одиниць даної речовини, скільки атомів міститься в 12 г вуглецю, що складається тільки з ізотопу
Для зручності розрахунків, проведених на підставі хімічних реакцій і зачитує кількості вихідних реагентів і продуктів взаємодії в молях, вводиться поняття молярної маси речовини.
Молярна маса М речовини являє собою відношення його маси до кількості речовини:
де m - маса в грамах, v - кількість речовини в молях, М - молярна маса в г / моль - постійна величина для кожного даної речовини.
Значення молярної маси чисельно збігається з відносною молекулярною масою речовини або відносною атомною масою елемента.
Визначення благаючи базується на числі структурних одиниць, що містяться в 12 г вуглецю. Встановлено, що дана маса вуглецю містить атомів вуглецю. Отже, будь-яка речовина кількістю 1 моль містить структурних одиниць (атомів, молекул, іонів).
Число частинок називається числом Авогадро, або постійної Авогадро і позначається
Із закону Авогадро випливає, що два різних газу однакових обсягів при однакових умовах, хоча і містять однакове число молекул, мають неоднакові маси: маса одного газу в стільки разів більше маси іншого, у скільки разів відносна молекулярна маса першого більше, ніж відносна молекулярна маса другого , тобто щільності газів відносяться як їх відносні молекулярні маси:
де p - щільність газу або - відносна молекулярна маса, - відносна щільність одного газу за іншим, i - індекс, який вказує формулу газу, по відношенню до якого проведено визначення. Наприклад, відносна щільність газу за воднем, - відносна щільність газу по гелію, - відносна щільність газу по повітрю (в цьому випадку мається на увазі середня відносна молекулярна маса суміші газів - повітря; вона дорівнює 29).
За допомогою значення відносної щільності були визначені відносні молекулярні маси і уточнені склади молекул багатьох газоподібних речовин.
Незалежна оцінка значення молекулярної маси М може бути виконана з використанням так званого рівняння стану ідеального газу або рівняння Клапейрона-Менделєєва:
де p - тиск газу в замкнутій системі, V - об'єм системи, m - маса газу, Т - абсолютна температура, R - універсальна газова стала.
Більш докладно про зрівняння (1.1) см. § 4, зараз же відзначимо тільки, що значення постійної R може бути отримано підстановкою величин, що характеризують один моль газу при в рівняння (1.1):
При вирішенні тих чи інших завдань (в залежності від розмірності величин, якими доводиться оперувати) можуть використовуватися і інші чисельні значення
Основні хімічні уявлення, розглянуті нами вище, формувалися по суті протягом багатьох століть, починаючи з давньогрецьких філософських вчень Левкіппа, Демокріта, Епікура (перші поняття про атомах і молекулах) і остаточно були сформульовані і прийняті на першому Міжнародному з'їзді хіміків, який відбувся в Карлсруе ( Німеччина) в 1860 р
Система хімічних уявлень, прийнятих на цьому з'їзді, становить основу так званої атомномолекулярной теорії, основні положення якої можна сформулювати так:
1. Всі речовини складаються з молекул, які знаходяться в безперервному, самовільному русі.
2. Всі молекули складаються з атомів.
3. Атоми і молекули перебувають у безперервному русі.
4. Атоми являють собою дрібні, далі неподільні складові частини молекул.
Перші три твердження здаються сьогодні настільки очевидними, що важко собі уявити, чому знадобилося так багато часу, щоб прийти до цих поглядів. Останнє положення зараз є безнадійно застарілим.
Таким чином, після прочитання цього розділу ми переконалися, що до кінця 60-х років минулого століття було незаперечно доведено існування атомів і молекул, була розроблена струнка атомно-молекулярна теорія, на якій базувалася вся фізика і хімія того часу. Ми познайомилися поки лише з основними поняттями і деякими з основних законів хімії. Підкреслимо ще раз, що атомно-молекулярна теорія базувалася на уявленні про те, що атом неподільний. Внаслідок цього атомно-молекулярна теорія виявилася не в змозі пояснити ряд експериментальних фактів кінця XIX - початку XX ст. показали, що атоми подільні, тобто складаються з якихось більш дрібних частинок. Більш того, на підставі тільки атомно-молекулярної теорії важко було зрозуміти і цілий ряд ранніх результатів. Наприклад, без додаткових відомостей про природу газоподібного стану важко пояснити закон Авогадро. Тому закон Авогадро та ряд інших законів і понять ми розглянемо далі, коли познайомимося докладніше з сучасними уявленнями про молекулу, речовині і т.д.