Относительные атомные и молекулярные массы.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Атомно-молекулярное учение

Создание атомно-молекулярного учения относится к концу XVIII – началу XIX веков, когда в химию были введены количественные методы исследования и установлены законы химического взаимодействия (стехиометрические законы *), что позволило английскому ученому Дальтону сформулировать некоторые положения атомного учения (1803 г.). Огромный вклад в создание этого учения внес русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов.

Еще древнегреческие философы пытались ответить на вопросы: из чего состоят вещества; почему вещества бывают разными; почему одни вещества могут превращаться в другие?

В широком смысле веществом называют любой вид материи, обладающей массой покоя. В химии понятие вещества более узкое: вещество это любая устойчивая совокупность элементарных частиц, атомов ионов, молекул, обладающих определенными свойствами.

 

* - Стехиометрия – раздел химии, который изучает количественные (массовые и объемные) соотношения между реагирующими веществами. Стехиометрические законы мы будем рассматривать с точки зрения атомно-молекулярного учения, а не в историческом плане их появления.

 

Все окружающие нас тела состоят из различных веществ. Каждому веществу присущи определенные физические и химические свойства. К физическим свойствам относят: плотность, температуры плавления и кипения, растворимость, вкус, цвет, запах, агрегатное состояние и др. Любое вещество может переходить из одного агрегатного состояния в другое при изменении условий (например, температуры). Так, вода при обычных условиях является жидкостью, но при температуре 100ºС (температура кипения воды) превращается в пар (газообразное состояние), а при температуре 0ºС (температура замерзания воды) превращается в лед (твердое состояние).

Процессы изменения формы (структуры) или агрегатного состояния веществ, в результате которых новые вещества не образуются, называются физическими явлениями. При физических явлениях молекулы остаются неизменными.

Химические свойства веществ проявляются в превращениях веществ. Поэтому химическими явлениями называются такие явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества. Так, процессы ржавления стали, горения дров в печи, гниение листьев деревьев сопровождаются образованием новых веществ.

К основным положениям атомно-молекулярного учения можно отнести:

- вещества состоят из молекул; молекулы разных веществ отличаются между собой составом, строением, размерами, массой;

- молекулы находятся в непрерывном движении; между ними существует взаимное притяжение и отталкивание; скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ и от температуры;

- при физических явлениях состав молекул остается неизменным, при химических явлениях происходят качественные и количественные изменения, в результате чего из одних молекул образуются другие;

- молекулы состоят из атомов; атомы характеризуются определенными размерами и массой; разным элементам соответствуют разные атомы.

Понятие «химический элемент» характеризует элементарность веществ на уровне атомов. Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Свойства химических элементов определяются строением его атомов. В настоящее время существует в природе и получено синтетическим путем более 110 химических элементов, из них в природе встречается только 92.

Греческое слово «атом» означает «неделимый», что справедливо только при химических превращениях. Сейчас атомом называется электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекулой мы будем называть электронейтральную частицу, состоящую из атомов. Молекулы способны к самостоятельному существованию; они могут состоять из одинаковых или различных атомов, соединенных в одно целое с помощью химических связей.

Однако не каждое вещество состоит из молекул. Скорее даже, большинство веществ имеют немолекулярное строение. Например, хлорид натрия (обыкновенная поваренная соль) состоит из положительно и отрицательно зараженных ионов, алмаз состоит из атомов углерода, металлы также не являются молекулярными веществами.

Если вещество образовано одинаковыми атомами, то его относят к простым веществам (например: водород Н₂, кислород О₂, озон О₃, сера S, железо Fe). Сложные вещества состоят из атомов различных химических элементов: вода – Н₂О, азотная кислота – НNO₃, глюкоза – С₆Н₁₂О₆ и т.д.

Очень часто бывает так, что атомы одного химического элемента образуют несколько простых веществ. Такое явление называется аллотропией, оно обусловлено несколькими причинами: 1) в состав молекул входит различное число атомов одного химического элемента (кислород – O₂ и озон O₃); 2) из атомов одного химического элемента образуются кристаллы различного строения – частный случай полиморфизма (графит и алмаз; сера ромбическая и моноклинная и т.д.). Известно более 400 аллотропных модификаций простых веществ.

Каждый химический элемент обозначают соответствующим символом, например, символ Cu обозначает атомы меди, символ Н – атомы водорода, символ Cl – атомы хлора и т.д.

Состав вещества условно обозначают химическими формулами, где соответствующие символы обозначают атомы химических элементов, входящие в состав вещества, а цифровые индексы справа внизу от символа - число атомов данного химического элемента. Например, молекула серной кислоты состоит из двух атомов водорода, одного атома серы (индекс «1» не пишется) и четырех атомов кислорода: H₂SO₄.

Химические формулы, которые указывают истинное число атомов в молекуле, называются молекулярными формулами. Если химическая формула указывает только соотношение атомов в атомных или ионных (в полимерных) структурах, то ее называют эмпирической или простейшей формулой. Например, состав ионного вещества – хлорида натрия – отображается простейшей формулой NaCl.

Часто мы будем использовать графические формулы, в которых отражается последовательность взаимного расположения атомов в молекуле. Каждая химическая связь в таких формулах обозначается черточкой.

Например, графические формулы воды, пероксида водорода, серной кислоты изображают так:

O H H — O O

/ \ / \ //

H H O — O S

/ / \\

H H — O O

Однако графические формулы не всегда дают представление о геометрии молекул.

Количество вещества. Моль.

Еще одна важная характеристика атома, кроме заряда ядра, это масса атома. Истинная масса атома называется абсолютной атомной массой m_a. Например, масса атома углерода равна 1,99∙10^–26 кг, а масса атома водорода еще меньше:

m_a (C) = 1,993∙10^–26 кг;

m_a (H) = 1.67∙10^–27 кг.

Понятно, что выражать массы атомов в килограммах или граммах неудобно из-за очень малых значений.

Атомная масса – число, которое показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше массы какого-то стандартного атома (или его части), принятой за единицу*. В качестве стандартного атома для определения атомных масс с 1961 г. принят изотоп углерода-12 (¹²С). За единицу атомной массы принята масса 1/12 части изотопа углерода-12. Она называется атомной единицей массы (а.е.м.), иногда – углеродной единицей (у.е.), и равна

1 а.е.м. = 1,667∙10^–27 кг.

Относительную атомную массу (А_r) любого химического элемента можно вычислить, разделив абсолютную массу этого элемента на 1 а.е.м., согласно формуле А_r(Х) = m_a (Х)/ 1 а.е.м., например:

А_r(С) = m_a (С)/ 1 а.е.м. = 1,993∙10^–26 кг /1,667∙10^–27 кг ≈ 12;

А_r(О) = m_a (О)/ 1 а.е.м. = 2,667∙10^–26 кг /1,667∙10^–27 кг ≈16;

А_r(Н) = m_a (H)/ 1 а.е.м. = 1.67∙10^–27 кг / 1,667∙10^–27 кг ≈ 1.

 

^* Масса и вес – это разные понятия. Вес любого предмета уменьшается по мере удаления от поверхности Земли, а масса его остается неизменной. Удаленные в космос тела вообще не имеют веса («состояние невесомости»), но имеют ту же массу, что и на Земле. В старых учебниках используется термин «атомный вес».

 

Для молекул: относительной молекулярной массой называется масса молекулы, выраженная в а.е.м. Относительная молекулярная масса какого-либо вещества равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав этой молекулы.

Например, А_r(О) равна 16, А_r(Н) равна 1, следовательно, относительная молекулярная масса М_r молекулы воды будет равна

М_r (Н₂О) = 2∙ А_r(Н) + А_r(О) = 2∙1 + 16 = 18 а.е.м.

На практике мы не встречаемся с отдельными атомами или молекулами, поэтому в химии часто используют понятие – количество вещества, которое подразумевает число структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.частиц), образующих данное вещество. Обозначают количество вещества латинской буквой n или греческой буквой ν.

За единицу количества вещества принят 1 моль (от латинского moles – масса) – такое количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов …), сколько содержится атомов в 12 граммах чистого изотопа углерода-12, а именно 6,02∙10²³.

Число атомов в 12 граммах (0,012 кг) углерода равно

0,012 (кг/моль) /1,993∙10^–26 (кг) = 6,02∙10²³ моль^–1.

Это число называется числом Авогадро (или постоянной Авогадро) и обозначают символом N_А. Таким образом, один моль любого вещества содержит 6,02∙10²³ молекул, атомов или других структурных единиц, например:

1 моль алюминия Al содержит 6,02∙10²³ атомов алюминия;

1 моль хлора Сl₂ cодержит 6,02∙10²³ молекул Сl₂, но атомов Сl здесь будет в два раза больше, т.к. молекула хлора является двухатомной;

1 моль воды Н₂О содержит 6,02∙10²³ молекул Н₂О.

Массу 1 моль данного вещества называют молярной массой, обозначают символом М и выражают в кг/моль или г/моль. Молярная масса – это величина, равная отношению массы вещества к количеству этого вещества

М = m / ν;

где m – масса вещества, г;

ν – количество вещества, моль.

Молярная масса численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества М_r или с относительной атомной массой А_r (если вещество состоит из атомов):

Натрий Na А_r = 23 М = 23 г/моль

Хлор Cl₂ М_r = 71 М = 71 г/моль

Хлорид натрия NaCl М_r = 58,5 М = 58,5 г/моль

Следовательно, в 23 г натрия содержится 6,02∙10²³ атомов натрия, в 18 г воды Н₂О содержится 6,02∙10²³ молекул Н₂О.

Примеры решения задач

Задача 1. Сколько атомов содержится в 2 молях серы?

Решение. Число частиц, содержащихся в определенном количестве вещества можно определить по формуле: N = N_A ∙ ν

N(S) = 6,02∙10²³ моль^–1 ∙ 2 моль = 12,04 ∙10²³

Ответ: в 2 молях серы содержится 12,04 ∙10²³ атомов серы.

Задача 2. Сколько молекул содержится в 50,8 г иода?

Решение. Число частиц, в данном случае – молекул, содержащихся в определенном количестве вещества можно определить по формуле: N = N_A ∙ ν. Чтобы воспользоваться этой формулой, необходимо знать количество вещества. Число молей вещества определяем из формулы, которая связывает массу, молярную массу и количество вещества: М = m / ν. Отсюда следует, что

ν = m / М.

Молярная масса иода I₂ равна 254 г/моль, следовательно

ν (I₂) = 50,8 г: 254 г/моль = 0,2 моль

Теперь можно определить число молекул, используя постоянную Авогадро

N = 6,02∙10²³ моль^–1 ∙ 0,2 моль = 1,2 ∙ 10²³.

Ответ: в 50,8 г иода содержится 1,2 ∙ 10²³ молекул.

Задача 3. Какова масса 0,25 моль серной кислоты?

Решение. Используем формулу, которая связывает массу, молярную массу и количество вещества: М = m / ν. Из этой формулы следует, что масса вещества равна произведению молярной массы этого вещества на число молей этого вещества: m = M∙ ν

Молярная масса серной кислоты составляет:

М(H₂SO₄) = 2∙М(Н) + М(S) + 4∙M(O) = (2∙1 + 32 + 4∙16) г/моль = 98 г/моль.

Определяем массу серной кислоты: m (H₂SO₄) = 98 г/моль ∙ 0,25 моль = 24,5 г.

Ответ: масса 0,25 моль серной кислоты составляет 24,5 г.

Задача 4. Определить число молей и число молекул в 11 граммах углекислого газа.

Решение. Число молей вещества определяем из формулы, которая связывает массу, молярную массу и количество вещества: М = m / ν. Отсюда следует, что

ν = m / М.

Молярная масса углекислого газа составляет:

М(СО₂) = М(С) + 2∙М(О) = (12 + 2∙16) г/моль = 44 г/моль.

Количество вещества углекислого газа составляет:

ν(СО₂) = 11 г / 44 г/моль = 0,25 моль.

Число молекул, содержащихся в определенном количестве вещества, определим по формуле: N = N_A ∙ ν

N(СО₂) = 6,02∙10²³ моль^–1 ∙ 0,25 моль = 1,5 ∙10²³.

Ответ: в 11 граммах углекислого газа содержится 1,5 ∙10²³ молекул и это составляет 0,25 моль.

 

Примеры решения задач (расчеты по химическим уравнениям).

Задача 1. Железо можно получить, восстанавливая оксид железа (III) алюминием. Определить, сколько алюминия потребуется для получения 140 г железа?

Решение1. Запишем уравнение реакции:

Fe₂O₃ + 2Al = 2 Fe +Al₂O₃

Определим количество вещества железа, которое требуется получить:

ν (Fe) = m (Fe)/ М(Fe) = 140 г/ 56 г/моль = 2,5 моль.

Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия, т.е.

ν (Al)/ ν (Fe) = 2/2,

следовательно ν (Al) = ν (Fe) = 2,5 моль.

Теперь можно определить массу алюминия:

m (Al) = M(Al)∙ ν(Al) = 27 г/моль ∙ 2,5 моль = 67,5 г.

Ответ: для получения 140 г железа потребуется 67,5 г алюминия.

Решение 2. Такие задачи можно решать методом составления пропорций.

Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия. Запишем:

Для получения (2∙ 56) г = 112 г Fe требуется (2∙ 27) г = 54 г Al

»»»» 140 г Fe»»»» m (Al)

Cоставим пропорцию: 112: 54 = 140: m(Al), отсюда следует

m(Al) = 140 ∙ 54 /112 = 67,5 г

Задача 2. Какой объем водорода выделится (условия нормальные), если в избытке соляной кислоты растворить 10,8 г алюминия?

Решение. Запишем уравнение реакции:

6HCl + 2Al = 2AlCl₃ + 3H₂↑

Определим количество вещества алюминия, вступившего в реакцию

ν (Al) = m (Al)/ М(Al) = 10,8 г /27 г/моль = 0,4 моль.

Из уравнения реакции следует, что при растворении 2 моль алюминия получается 3 моль водорода Н₂, т.е.

ν (Al)/ ν (Н₂) = 2/3, следовательно,

ν (Н₂) = 3 ν (Al)/2 = 3 ∙0,4 моль/2 = 0,6 моль.

Рассчитаем объем водорода:

V(H₂) = V_M ∙ ν (Н₂) = 22.4 л/моль ∙ 0,6 моль = 13,44 л.

Ответ: при растворении 10,8 г алюминия в соляной кислоте получится 13,44 л водорода.

Задача 3. Какой объем оксида серы (IV) необходимо окислить кислородом, чтобы получить 20 г оксида серы (VI)? Условия нормальные, выход продукта равен 80 %.

Решение. Запишем уравнение реакции:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Определим массу оксида серы (VI), который получается при количественном выходе продукта (т.е. теоретически), используя формулу

η = m (X) / m_теор.(X),

где η равно 0,8 (или 80 %) по условию задачи.

Отсюда следует:

m_теор(SO₃) = m (SO₃) / η(SO₃) = 20/0,8 = 25 г.

Какое количество вещества оксида серы (VI) составляют 25 г, определим по формуле

ν (SO₃) = m (SO₃)/ М(SO₃) = 25 г/(32 +3∙16) г/моль = 25/80 = 0,3125 моль.

Из уравнения реакции следует, что

ν (SO₂)/ ν (SO₃) = 2/2,

следовательно

ν (SO₂) = ν (SO₃) = 0,3125 моль.

Осталось определить объем оксида серы (IV) при нормальных условиях:

V_о(SO₂) = V_M ∙ ν (SO₂) = 22.4 л/моль ∙0,3125 моль = 7 л.

Ответ: для получения 20 г оксида серы (VI) SO₃ потребуется 7 л оксида серы (IV) SO₂.

Задача 4. К раствору, содержащему 25,5 г нитрата серебра, добавили раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какова масса образующегося осадка?

Решение. Запишем уравнение протекающей реакции:

2AgNO₃ + Na₂S = Ag₂S↓ + 2NaNO₃.

Так как, количество вещества и масса продукта рассчитывается на основе массы и количества вещества, взятого в недостатке, следовательно, сначала необходимо определить количества веществ нитрата серебра и сульфида натрия:

ν (AgNO₃) = m (AgNO₃)/ М(AgNO₃) = 25,5 г / 170 г/моль = 0,15 моль;

ν (Na₂S) = m (Na₂S)/ М(Na₂S) = 7,8 г / 78 г/моль = 0,1 моль.

Согласно уравнению реакции:

на каждые 2 моль AgNO₃ требуется 1 моль Na₂S (т.е. в два раза меньше),

значит, на 0,15 моль AgNO₃ »»»» ν^’ моль Na₂S.

Тогда ν^’(Na₂S) = ½ ∙ 0,15 моль = 0,075 моль,

следовательно, сульфид натрия взят в избытке и расчет необходимо вести по количеству вещества AgNO₃.

Из уравнения реакции следует:

ν (Ag₂S) = ν (Na₂S) = ν (AgNO₃)/2 = 0,15 моль/2 = 0,075 моль.

Теперь можно определить массу сульфида серебра, выпавшего в осадок:

m (Ag₂S) = М (Ag₂S) ∙ ν (Ag₂S) = 248 г/моль ∙ 0,075 моль = 18,6 г.

Ответ: масса образовавшегося осадка равна 18,6 г.

 

Закон кратных отношений

Что происходит, если два элемента могут образовывать между собой несколько химических соединений? В 1803 г. великий английский химик в 1803 г. Дж.Дальтон показал:

● Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и туже массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Этот закон подтвердил атомистические представления о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных соотношениях, следовательно, химические соединения различаются на целое число атомов. Они представляют собой наименьшее количество элемента, вступающего в соединение. Например, на 1 г азота в его оксидах N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅ приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28; и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5.

Однако в случае соединений переменного состава закон кратных отношений неприменим.

Закон постоянства состава

Этот закон был открыт французским ученым Ж.Прустом в 1801 г.:

● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO₂, т.е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1.

Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона.

Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава (чаще всего это - оксиды, сульфиды, нитриды гидриды и т.д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO_0.8–1.2 и TiO_1.9–2.0.

Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства.

Закон эквивалентов

Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И.Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Позднее Д.Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента.

● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Для решения некоторых химических задач пользуются другой формулировкой этого закона:

● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

m_A/m_B = Э_А/Э_В,

где m_A и m_B – массы реагирующих веществ А и В,

Э_А и Э_В – эквивалентные массы этих веществ.

 

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Закон Авогадро.

Объяснил эти простые отношения между объемами газов при химических реакциях итальянский физик А.Авогадро в 1811 г.:

● Равные объемы любых газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Это означает, что объем газа при заданных условиях не зависит от химической природы газа, а определяется только числом частиц. Этот закон хорошо объяснял экспериментальные факты. Например, из одного объема хлора и одного объема водорода можно получить два объема хлороводорода только в том случае, если молекулы хлора и водорода «раскалываются» пополам, давая начало двум новым молекулам. А это означает, что молекулы хлора и водорода должны состоять из нескольких атомов, число атомов должно быть четным и минимальное их количество равно двум:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Если согласно закону Авогадро в равных объемах газов при одинаковых условиях имеется одинаковое число молекул, то можно сделать и обратное заключение – одинаковое число молекул любого газа при равных условиях занимает один и тот же объем. С другой стороны, один моль любого вещества содержит одинаковое количество молекул (по определению), следовательно, один моль любого газообразного вещества при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

Из законов объемных отношений Гей-Люссака и Авогадро вытекают важные следствия:

1. Объем одного моля любого газа при нормальных условия * составляет 22,4 л (точнее 22,414 л) и называется молярным объемом.

В общем виде это можно выразить следующим соотношением:

V_M = V / ν,

где V_M – молярный объем, 22,4 л/моль;

V – это объем газа, л;

ν – количество вещества данного газа, моль.

 

* Нормальными условиями (н.у.) называются следующие: давление 101,3 кПа или 760 мм рт.ст.; температура 0^oС или 273 К.

 

Пользуясь этой величиной, можно рассчитать массу заданного объема газа, объем заданной массы газа, наконец, молярную массу газа, если известны объем и масса газа. При этом необходимо знать и физические условия, при которых находится газ.

2. Массы равных объемов двух газов должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы:

m₁/m₂ = M₁/M₂,

где m₁ и m₂ – массы первого и второго газов;

M₁ и M₂ – молярные массы первого и второго газов.

Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, которые отличаются от нормальных. Тогда для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются уравнением, которое объединяет газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

PV /T = P_oV_o/T_o,

где V – объем газа при давлении Р и температуре Т;

V_о – объем газа при нормальных условиях (Р_о и Т_о).

Примеры решения задач.

Задача 1. Вычислить объем следующих газов при нормальных условиях (н.у.), если взято; а) 2 моль азота; б) 56 г азота.

Решение. а) Для расчета объема газа через количество вещества используем уравнение

V = V_M ∙ ν,

тогда V (N₂) = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.

Причем, исходя из первого следствия из закона Авогадро, такой объем будут занимать 2 моль любого газа при данных условиях.

б) Чтобы воспользоваться этим же уравнением, необходимо сначала рассчитать, какое число молей соответствует 56 г азота (молярная масса азота равна 28 г/моль)

ν = m/M = 56 г /28 г/моль = 2 моль,

тогда V (N₂) = V_M ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.

Ответ: а) 2 моль азота занимают объем 44,8 л;

б) 56 г азота занимают объем 44,8 л.

Задача 2. При одинаковых условиях имеются 1 л водорода и 3 л аммиака. Какое число молекул содержится в данных объемах этих газов?

Решение. Так как, один моль любого вещества содержит 6,02∙10²³ молекул, атомов или других структурных единиц, а с другой стороны один моль любого газа при н.у. занимают объем 22,4 л, тогда можно определить, сколько молекул содержится в 1 литре водорода при н.у.:

22,4 л водорода содержат 6,02∙10²³ молекул

1 л водорода содержит N молекул,

отсюда N = 1л ∙ 6,02∙10²³ молекул/22,4 л = 2,69 ∙10²² молекул водорода.

Согласно закону Авогадро в равных объемах различных газов содержится одинаковое число молекул, следовательно, в 1 литре аммиака при тех же условиях также будет содержаться 2,69 ∙10²² молекул, а в трех литрах аммиака, соответственно, в 3 раза больше:

N = 3 ∙ 2,69 ∙10²² молекул = 8,08∙10²² молекул аммиака.

Ответ: в 1 л водорода содержится 2,69 ∙10²² молекул водорода, а в трех литрах аммиака - 8,08∙10²² молекул аммиака.

Задача 3. Какую массу будет иметь азот объемом 30 л при нормальных условиях?

Решение. Молярный объем газа при н.у. составляет V_M = 22,4 л/моль. В соответствии с формулой V_M = V / ν, можно рассчитать количество вещества молекулярного азота

V (N₂) = V_M ∙ ν,

где ν = V / V_M = 30/22,4 = 1,34 моль.

Определяем массу азота:

m (N₂) = M(N₂) ∙ ν (N₂),

m (N₂) = 28 ∙ 1,34 = 37,52 г.

Ответ: 30 л азота при нормальных условиях имеют массу 37,52 г.

Задача 4. Какой объем займет при температуре 20^оС и давлении 250 кПа амммиак массой 51 г?

Решение. Объем аммиака при нормальных условиях найдем по формуле

V_о = V_M ∙ ν (NH₃).

Определяем количество вещества аммиака:

ν (NH₃)= m / M(NH₃) = 51/17 = 3 моль.

Тогда V_о = V_M ∙ ν (NH₃) = 22,4 ∙ 3 = 67,2 л.

Используя формулу PV /T = P_oV_o/T_o, выведем из нее формулу для расчета объема газа при условиях, отличных от нормальных:

V(NH₃) = P_oV_o T / T_o P.

Подставляем данные из условия задачи: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения; температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 20 = 293 К:

V(NH₃) = 101,3 ∙67,3 ∙293 / 250 ∙273 = 29,2 л.

Ответ. При данных условиях 51 г аммиака занимают объем 29,2 л.

Задача 5. При температуре 25^оС и давлении 99,3 кПа некоторое количество газа занимает объем 152 мл. Определить, какой объем займет это же количество газа при 0^оС и давлении 101,3 кПа.

Решение. Воспользуемся уравнением, которое объединяет газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака

PV /T = P_oV_o/T_o,

Выведем из него формулу для расчета объема газа при нормальных условиях V_о = P V Т_о/ P_o T.

Подставляем данные задачи в это уравнение: единицы измерения давления и объема можно оставить без изменения, температуру перевести в абсолютные значения по шкале Кельвина: Т = 273 + 25 = 298 К, тогда

V_о = 99,3 кПа ∙152 мл ∙273 К/101,3 кПа∙298 К = 136,5 мл.

Ответ: при н. у. (давление 101,3 кПа и температура 0^oС) объем - 136,5 мл.

Задача 6. Определить плотность бромоводорода по водороду и по воздуху.

Решение. Для нахождения относительной плотности газа необходимо знать молярные массы этих газов: М(НВr) = 81 г/моль, М(Н₂) = 2 г/моль. Воздух – это смесь газов, в основном кислорода и азота. Зная объемные доли этих газов в воздухе, можно рассчитать его среднюю молярную массу. Обычно она принимается равной 29 г/моль.

Определяем относительную плотность бромоводорода по водороду:

D_H2 (НВr) = M (НВr)/ M (Н₂);

D_H2 (НВr) = 81/2 = 40,5.

Находим плотность бромоводорода по воздуху:

D_возд (НВr) = M (НВr)/ M (возд);

D_возд (НВr) = 81/29 =2,8.

Ответ. Плотность бромоводорода по водороду равна 40,5, плотность бромоводорода по воздуху равна 2,8.

Задача 7. Имеется газовая смесь, содержащая 35 %(по массе) водорода и 65 % азота. Определить объемные доли газов в смеси.

Решение. Пусть масса газовой смеси равна 100 г, тогда массы и количества веществ водорода и азота будут равны:

m (H₂) = m(см)∙ω(H₂) = 100∙0,35 = 35 г;

m(N₂) = m(см)∙ω(N₂) = 100∙0,65 = 65 г;

ν (H₂) = m(H₂) / M(H₂) = 35/2 = 17,5 моль;

ν (N₂) = m(N₂) / M(N₂) = 65/28 = 2,32.

Пусть молярный объем газов при тех условиях, при которых находится смесь, равен V_М = 22,4 л/моль. Тогда объемы газов в смеси составят:

V(Н₂) = V_M ∙ ν(H₂) = 17,5 V_M;

V(N₂) = V_M ∙ ν(N₂) = 2,32 V_M.

Если газы не вступали в химическое взаимодействие, то объем газовой смеси будет равен сумме объемов этих газов:

V_см = V(Н₂) + V(N₂) = 17,5 V_M + 2,32 V_M = 19,82 V_M (л).

Определяем объемные доли газов:

φ(Н₂) = V(Н₂) / V_см = (17,5 V_M) / (19,82 V_M) = 0,883 или 88,3 %;

φ(N₂) = V(N₂) / V_см = (2,32 V_M) / (19,82 V_M) = 0,117 или 11,7 %.

 

Список литературы

1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2009.

2. Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2007.

3. Неорганическая химия: в 3 т., под ред. Ю.Д. Третьякова. - М.: Академия, 2008.Том 1, Том 2, Том 3.

4. Лупейко, Т.Г. Введение в общую химию. - Ростов-на-Дону: Изд-во ЮФУ, 2010.

5.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии // М.: Интеграл-Пресс, 2004.

Дополнит.литература

Глинка Н.Л. Общая химия. //М.: Интеграл-Пресс, 2007

Вопросы для самоконтроля:

1. Каковы основные положения атомно-молекулярного учения?

2. Что такое молекула, атом, химический элемент?

3. Что такое относительная атомная масса, атомная единица массы (а.е.м.), относительная молекулярная масса?

4. Как формулируется закон постоянства состава? Что такое химическая формула?

5. Что такое количество вещества? Что является мерой количества вещества? Что такое число Авогадро? Что называется молярной массой? Чему равна молярная масса?

6. Сформулируйте закон сохранения массы веществ. Что такое химическое уравнение? Что показывает химическое уравнение?

7. Закон Авогадро. Первое следствие из закона Авогадро. Что такое «нормальные условия»? Что называется молярным объемом? Чему равен молярный объем при н.у.?

8. Второе следствие из закона Авогадро. Чему равна относительная плотность газа по водороду? Чему равна относительная плотность газа по воздуху?

9. Объединенный газовый закон. Универсальная газовая постоянная.

10. Уравнение Менделеева-Клапейрона.

Задачи для самостоятельного решения.

1. Чему равны (в граммах) массы: 1 моль атомов железа; 0,1 моль атомов серебра?

2. Сколько молекул содержится в 1,45 г йода?

3. Какова масса (в граммах) одного миллиона молекул углекислого газа?

4. Определить массу сульфида железа (+2), при взаимодействии которого с соляной кислотой образовалась 400 мл газа при температуре 0^оС и давлении 760 мм рт. ст.

5. Вычислить мольную массу газа, если масса 600 мл его при н. у. равна 1,714 г.

6. Вычислить массу одного кубометра воздуха при 17^оС и давлении 83, 2 кПа.

7. Какую массу железа можно получить из 2-х кг железной руды, содержащей 94% (масс.) оксида железа (+3)?

8. Относительная плотность неизвестного газа по водороду равна 8. Какова молярная масса этого газа (г/моль)?

9. Объем аммиака при температуре 100°С и давлении 200 кПа составляет 62 л. Чему равны (в граммах) масса аммиака?

10. 10,8 г алюминия сплавили с 22,4 г серы. Чему равно количество вещества образовавшегося сульфида алюминия?

11. Объем образца аммиака при н. у. равен 5,6 л. Чему равны (в граммах) масса аммиака?

12. Кислород объемом 67,2 л (н.у.) полностью прореагировал с кальцием. Количество (моль) полученного оксида кальция составит:

13. Газовая смесь состоит из 2 л водорода при давлении 700 мм рт. ст. и 5 л метана при 840 мм рт. ст. Объем смеси равен сумме объемов взятых газов. Парциальные давления газов в смеси (мм рт. ст.) составят:

 

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Атомно-молекулярное учение

Создание атомно-молекулярного учения относится к концу XVIII – началу XIX веков, когда в химию были введены количественные методы исследования и установлены законы химического взаимодействия (стехиометрические законы *), что позволило английскому ученому Дальтону сформулировать некоторые положения атомного учения (1803 г.). Огромный вклад в создание этого учения внес русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов.

Еще древнегреческие философы пытались ответить на вопросы: из чего состоят вещества; почему вещества бывают разными; почему одни вещества могут превращаться в другие?

В широком смысле веществом называют любой вид материи, обладающей массой покоя. В химии понятие вещества более узкое: вещество это любая устойчивая совокупность элементарных частиц, атомов ионов, молекул, обладающих определенными свойствами.

 

* - Стехиометрия – раздел химии, который изучает количественные (массовые и объемные) соотношения между реагирующими веществами. Стехиометрические законы мы будем рассматривать с точки зрения атомно-молекулярного учения, а не в историческом плане их появления.

 

Все окружающие нас тела состоят из различных веществ. Каждому веществу присущи определенные физические и химические свойства. К физическим свойствам относят: плотность, температуры плавления и кипения, растворимость, вкус, цвет, запах, агрегатное состояние и др. Любое вещество может переходить из одного агрегатного состояния в другое при изменении условий (например, температуры). Так, вода при обычных условиях является жидкостью, но при температуре 100ºС (температура кипения воды) превращается в пар (газообразное состояние), а при температуре 0ºС (температура замерзания воды) превращается в лед (твердое состояние).

Процессы изменения формы (структуры) или агрегатного состояния веществ, в результате которых новые вещества не образуются, называются физическими явлениями. При физических явлениях молекулы остаются неизменными.

Химические свойства веществ проявляются в превращениях веществ. Поэтому химическими явлениями называются такие явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества. Так, процессы ржавления стали, горения дров в печи, гниение листьев деревьев сопровождаются образованием новых веществ.

К основным положениям атомно-молекулярного учения можно отнести:

- вещества состоят из молекул; молекулы разных веществ отличаются между собой составом, строением, размерами, массой;

- молекулы находятся в непрерывном движении; между ними существует взаимное притяжение и отталкивание; скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ и от температуры;

- при физических явлениях состав молекул остается неи