Эквивалент. Молярная масса эквивалента

Основные законы химии

В 1905 г. А. Эйнштейн установил, что между массой и энергией существует взаимосвязь

Е = mc²,

где Е – энергия тела, Дж; m – масса, кг; c – скорость света (с = =2,997925×10⁸м/с). Однако не совсем правильно было бы считать, что масса непосредственно превращается в энергию.

Для химических процессов изменением массы можно пренебречь. Существуют два важных для химии следствия, которые исторически получили названия закона сохранения массы и закона сохранения энергии. Однако, строго говоря, выполняются эти законы приближенно. Для химических процессов они формулируются следующим образом.

Закон сохранения массы. Массы веществ, вступающих в реакцию, равны массе веществ, образующихся в результате реакции.

Благодаря опытам М. В. Ломоносова в 1748 – 1756 гг. химия перешла от науки качественной к количественной. В производстве на этой основе ведутся многие расчеты материальных балансов в химической технологии.

Закон сохранения энергии. При любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы из одного вида энергии в другой.

Практически это означает, что если в ходе реакции энергия выделяется или поглощается, то запас энергии в продуктах реакции по сравнению с запасом ее в исходных веществах будет меньше или больше соответственно. Запас энергии вещества в химии принято называть теплосодержанием (энтальпией), а выделяющуюся или поглощающуюся энергию – теплом. Благодаря закону сохранения существует целая наука, которая вместе с другими явлениями изучает тепловые эффекты химических реакций, называется химической термодинамикой. В производстве на основе данного закона составляются и рассчитываются тепловые балансы.

Закон постоянства состава. Любое химически индивидуальное соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения (Ж. Пруст, 1801 – 1808 гг.).

Это значит, что соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны. Закон всегда выполнятся для газообразных и жидких веществ. Например, для аммиака NH₃ независимо от способа его получения (прямой синтез из простых веществ, разложение аммонийных солей) состав его молекулы всегда постоянен – на один атом азота приходится три атома водорода. Для вещества, находящегося в твердом состоянии, строго говоря, закон не справедлив. Это связано с тем, что в кристаллической структуре любого твердого вещества всегда имеются пустоты, не заполненные атомами, примесные атомы других элементов и другие отклонения от идеальной структуры. На все это, наряду с температурой, давлением, концентрациями веществ, влияет очень большое число других факторов, связанных уже с технологиями получения, выделения и очистки вещества. Так, в диоксиде титана TiO₂ на единицу массы титана может приходиться от 0,65 до 0,67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле TiO_1,9-2,0. Такая формула отражает границы состава вещества. Пределы, в которых может изменяться их состав, установлены для многих соединений. При изменении изотопного состава элемента меняется и массовый состав соединения. Например, обычная вода содержит 11% (мас.) водорода, а тяжелая – почти в два раза больше (20%).

Закон сохранения отношений. Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то весовые количества одного элемента, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа (Дж. Дальтон, 1808 г.)

Например, азот образует оксиды N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅. Рассчитаем массовую долю кислорода, которая приходится на одну массовую часть азота (ω(O)/ω(N)) в каждом соединении (табл. 5.1).

Таблица 5.1

Массовая доля кислорода, азота и их соотношении для оксидов азота

Состав

Соединение, формула

N₂O

N₂O₃

NO₂

N₂O₅

Массовая доля ω(N), %

63,63

46,66

36,84

30,43

25,92

Массовая доля ω(O), %

36,37

53,34

63,16

69,57

74,08

Отношение ω(O)/ω(N)

0,57 1

1,14 2

1,71 3

2,28 4

2,85 5

Как видно из таблицы, на одну массовую часть азота приходится от1 до 5 частей кислорода, т. е. ω(O)/ω(N) = 1 : 2 : 3 : 4 : 5.

Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является всеобщим и, строго говоря, также не соблюдается для веществ в твердом состоянии. Например, титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются TiO_1,46-1,56 и TiO_1,9-2,0. Ясно, что в этом случае закон кратных отношений не соблюдается.

Закон объемных соотношений. При одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа (Ж. Гей-Люссак, 1805 г.).

Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара. Эти числа совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. На этом законе основаны методы газового анализа, применяемого в промышленности.

Закон Авогадро. В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул (А. Авогадро, 1811 г.).

Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов, например таких, как водород, хлор, кислород, азот. Закон применим и для заряженных частиц в газовой фазе (электронов, ионов), если их концентрация невелика, а воздействием магнитных и электрических полей можно пренебречь.

Определение молярных масс веществ, находящихся в газообразном состоянии. Для определения относительной молекулярной массы вещества обычно находят численно равную ей молярную массу вещества (в г/моль). Если вещество находится в газообразном состоянии, то его молярная масса может быть найдена с помощью закона Авогадро. По этому закону равные объемы газов, взятых при одинаковой температуре и одинаковом давлении, содержит равное число молекул. Отсюда следует, что массы двух газов, взятых в одинаковых объемах, должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы:

m₁/m₂ = M₁/M₂,

где m₁ и m₂ – массы; M₁ и M₂ – молярные массы первого и второго газов.

Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму. Например, при нормальных условиях масса диоксида углерода в объеме 1 л равна 1,98 г, а масса водорода в том же объеме и при тех же условиях – 0,09 г, откуда плотность оксида углерода по водороду составит 1,98 : 0,09 = 22.

Обозначим относительную плотность газа m₁/m₂ буквой D. Тогда

D = M₁/M₂, откуда М₁ = D×M₂.

Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молярную массу второго газа.

Часто плотности различных газов определяют по отношению к водороду как самому легкому из всех газов. Поскольку молярная масса водорода с точностью до сотых равна 2 г/моль, то в этом случае уравнение для расчета молярных масс принимает вид

М₁ = 2×D.

Вычисляя, например, по этому уравнению молярную массу диоксида углерода, плотность которого по водороду, как указано выше, равна 22, находим

М₁ = 2×22 = 44 г/моль.

Нередко также молярную массу газа вычисляют исходя из его плотности по воздуху. Хотя воздух представляет собой смесь нескольких газов, все же можно говорить о средней молярной массе воздуха, определенной из плотности воздуха по водороду. Найденная таким путем молярная масса воздуха равна 29 г/моль. Обозначив плотность исследуемого газа по воздуху через D_возд, получим следующее уравнение для вычисления молярных масс:

М₁ = 29×D_возд.

Молярную массу вещества (следовательно, и его относительную молекулярную массу) можно определить и другим способом, используя понятие о молярном объеме вещества в газообразном состоянии. Для этого находят объем, занимаемый при нормальных условиях определенной массой данного вещества в газообразном состоянии, а затем вычисляют массу 22,4 л этого вещества при тех же условиях. Полученная величина и выражает молярную массу вещества.

Парциальное давление газа. При определении молекулярных масс газов очень часто приходится менять объем газа, собранного над водой и потому насыщенного водяным паром. Определяя в этом случае давление газа, необходимо вводить поправку на парциальное давление водяного пара. При обычных условиях различные газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. При этом каждый газ, входящий в состав смеси, характеризуется своим парциальным давлением. Оно представляет собой давление (р_i), которое производило бы имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.

Закон парциальных давлений (Дальтон). Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.

Эквивалент. Молярная масса эквивалента

Простых и сложных веществ

Объёмные и массовые соотношения простых и сложных веществ в химических реакциях изучает раздел химии стехиометрия.

Количественные соотношения вступающих в реакцию исходных веществ и образующихся продуктов указываются в виде коэффициентов (стехиометрических чисел) перед химическими формулами веществ в управлении реакции. Например, запишем с соответствующими стехиометрическими коэффициентами реакции:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О (6.1)

3Н₂ + WO₃= 3H₂O + W (6.2)

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O (6.3)

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O (6.4)

Во многих случаях избежать громоздких уравнений в количественных расчетах можно, если использовать такую характеристику как эквивалент или молярная масса эквивалента. Чтобы уяснить понятие эквивалента, запишем реакции (6.1- 6.4) в виде

H₂ + 1/2О₂ = H₂O (6.1*)

(Н + 1/2O = 1/2H₂O)

H₂ + 1/3WO₃ = H₂O + 1/3W (6.2*)

(Н + 1/6WO₃ = 1/2H₂O + 1/6W)

NaOH + 1/2H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O (6.3*)

(OH^-+ H⁺= H₂O)

NaOH + 1/2H₂SO₄ = 1/2Na₂SO₄ + H₂O (6.4*)

(OH^- + H⁺ = H₂O)

В реакциях (6.1*) - (6.4*), присоединения, замещения и обмена за единицу эквивалента удобно принять атом (ион) водорода.

Для реакции общего вида

ν₁Х₁ + ν₂Х₂ = ν₃Х₃+ ν₄Х₄ (6.5)

массы реагирующих веществ Х₁и Х₂ можно определить из соотношения их количеств веществ n(X₁) и n(X₂) и стехиометрических коэффициентов ν₁ и ν₂

. (6.6)

Выражая количество вещества X через массу m(X) и их молекулярную массу М(X) соотношение (6.6) можно представить в виде

_.(6.7)

Отсюда можно получить расчетную формулу для определения массы вещества Х₁ , прореагировавшей с массой вещества Х₂, или наоборот:

; (6.8)

. (6.9)

Однако в химической практике, особенно при количественных расчетах с использованием концентраций реагирующих веществ, более удобен другой вариант расчета, базирующийся на принципе химической эквивалентности веществ. Например, если ту же реакцию (6.5) привести к виду

,(6.10)

то из этого уравнения реакции видно, что в ней 1/ν₂ моль вещества Х₁ реагирует с 1/ν₁ моль вещества Х₂с образованием моль вещества Х₃ и моль вещества Х₄, если эта реакция идет до конца. Другими словами, доля частицы молекулы (моль) вещества Х₁ химически эквивалентна , и долям частиц (моль) веществ Х₂, Х₃, Х₄ .

Коэффициенты , , и , выражающие долю химически эквивалентных частиц (или их количеств), называются факторами эквивалентности, а сами условные частицы , , и - эквивалентами этих веществ. Условными их называют потому, что в химических реакциях участвуют реальные частицы (молекулы, атомы, ионы, электроны), а не их доли, но обозначение этого вида указывает долю эквивалентного количества вещества (долю одного моль вещества), и поэтому является совершенно правомерным.

Так как обычно при использовании принципа химической эквивалентности факторы эквивалентности в реакции получаются меньше или равными единице, то эквивалент Э вещества Х обозначают формулой (например, H₂SO₄, KMnO₄):

– фактор эквивалентности; z(Х) – число эквивалентности.

Дата добавления: 2021-04-24; просмотров: 90; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!