Закон еквівалентів
Елементи взаємодіють між собою в строго визначених кількісних співвідношеннях: HCl + NaOH = NaCl + H2O; HCl + Al(OH)3 = Al(OH)2Cl + H2O; HCl + 1/2 Al(OH)3 = 1/2 Al(OH)Cl2 + H2O; HCl + 1 /3 Al(OH)3 = 1/3 AlCl3 + H2O;
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O; NaOH + 1/2 H3PO4 = 1/2 Na2HPO4 + H2O; NaOH + 1/3 H3PO4 = 1/3 Na3PO4 + H2O. Масові кількості речовин, що вступають у реакцію, еквівалентні (рівноцінні) між собою. Моль еквівалента речовини − це така кількість речови-ни, яка сполучається з 1 моль атомів Гідроґену, або заміщає їх у хімічних реакціях обмінного типу. Молярна маса еквівалента речовини визначається як добу-ток молярної маси на певний коефіцієнт, який називається фактором еквівалентності. M (fекв. (Х)Х) = fекв. (Х) × M (Х) Фактор еквівалентності – це величина, обернена до основності кислоти, кислотності основи в конкретному хімічному процесі, або до добутку кількості атомів і ступеня окиснення металу у солі, наприклад: M (fекв. (H2SO4) = M (H2SO4) × fекв. (H2SO4); M (1/2H2SO4) = 1/2 × 98г/моль = 49 г/моль; M (1/3 fекв. (Al(OH)3) Al(OH)3) = fекв. (Al(OH)3) × M (Al(OH)3); M (1/3 Al(OH)3) = 1/3 × 78г/моль = 26 г/моль; M (fекв. Al2(SO4)3)Al2(SO4)3) =× fекв. (Al2(SO4)3) × M( Al2(SO4)3); M (1/6 Al2(SO4)3) = 1/6 × 342г/моль = 57 г/моль. Поняття про молярну масу еквівалента речовини має винятково важливе значення, оскільки з його допомогою формулюється один з основних законів хімії − закон еквіва-лентів: речовини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних молярним масам еквівалентів речовин, що реагують:
Закон кратних відношень Якщо два елементи утворюють між собою кілька молекулярних сполук (дальтоніди), то масові кількості одного елемента, що припадають на одну і ту ж кількість другого, відносяться між собою як невеликі цілі числа:
Для сполук, що не мають молекулярної структури (берто-ліди), масові кількості одного елемента, що припадають на одну і ту ж кількість другого, відносяться між собою як дробові числа. Закон простих об’ємних відношень У 1808 році французький хімік Ж.Л. Гей-Люссак сфор-мулював зазначений закон: об’єми газів, що вступають в реакцію, а також об’єми газів, що утворюються в резуль-таті реакції, відносяться між собою як невеликі цілі числа. Наприклад: СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О(пара); 1 V 2 V 1 V 2 V 1: 2: 1: 2 Ще один приклад: 2NO + O2 ® 2NO2 2 V 1 V 2 V 2: 1: 2
Закон Авогадро У рівних об’ємах різних газів за однакових температур-них та тискових умов міститься однакове число частинок. Із закону Авогадро витікають такі важливі висновки: 1. Мірою кількості речовини є моль, тобто така кількість речовини, що містить сталу кількість молекул NА = 6,02.1023 молекул. Отже, якщо в одному молі будь-якого газу міститься стала кількість молекул, то і об’єм 1 моль будь-якого газу є величина стала. Такий об’єм називається молярним об’ємом газу. За нормальних умов (н.у.) молярним об’ємом газу дорівнює приблизно 22,4 дм3/моль (Vm,о = 22,4135±0,0006 дм3/моль, він визнача-ється експериментально). 2. Якщо в рівних об’ємах газів за однакових умов міститься однакове число молекул, то відношення мас рівних об’ємів газів дорівнює відношенню їх молярних мас:
де − m (Х1), m (Х2) – маси певного об’єму газуватих речовин Х1 та Х2; M (Х1), M (Х2) – молярні маси газів Х1 та Х2. 3. Молярна маса газу рівна добутку його відносної густини за відношенням до будь-якого іншого газу D (X1/X2) на молярну масу останнього. М (Х1.) = D (Х1/Х2) × М (Х2), де D (Х1/Х2) = М (СН4) = D (СН4/Н2) × М (Н2) За умов відмінних від нормальних, об’єм будь-якої кіль-кості газу можна розрахувати за рівнянням Клапейрона-Менделєєва: РV (Х) = m (Х) /M (Х) × RT, де m (Х) – маса газу (г), M (Х) – молярна маса газуватої речовини (г/моль), R – молярна газова стала, що дорівнює 8,314 Дж/моль×К, р – тиск (Па), T – абсолютна температура (К), V – об’єм газу (м3). У випадку коли немає потреби визначати масу, або кіль-кість газуватої речовини, об’єм за умов відмінних від нормаль-них можна визначити за рівнянням об’єднаного газового закону:
де р, V (Х), T мають теж значення, що і в попередньому рівнянні. Тиск і температура за нормальних умов мають такі значення: р 0 = 1,01325×105 Па, Т 0 = 273 К.
Запитання для самоконтролю 1. Що є предметом вивчення хімії? 2. Які є форми існування матерії? 3. Що таке речовина і що їй властиве? 4. Що слід розуміти під таким поняттям як “поле”? 5. Охарактеризуйте погляди М.В. Ломоносова на будову речовини. 6. Що позитивного вніс Дж. Дальтон в атомно-молекулярне вчення? 7. Чому погляди Джона Дальтона в деяких аспектах атомно-молекулярного вчення можна вважати кроком назад у порівнянні з концепцією М. В. Ломоносова? 8. Значення міжнародного з’їзду хіміків у м. Карлсруе. 9. Дайте визначення атома, молекули. 10. Яка різниця між хімічним елементом і простою речовиною? 11. У наступних виразах вкажіть де мова йде про хімічний елемент, а де про просту речовину: − до складу сульфатної кислоти входить сірка, сульфатну кислоту можна одержувати із самородної сірки; − людина дихає киснем, молекула озону складається із трьох атомів Оксиґену; − вуглець – основа всього живого, електроди виготовлені з вуглецю. 12. У чому суть явища алотропії? 13. Чим обумовлена алотропія? 14. Що є одиницею виміру маси атомів і молекул? 15. Що таке відносна атомна та відносна молекулярна маса? 16. Що є мірою кількості речовини в хімії? Як визначається молярна маса? 17. Число Авогадро: фізичний зміст, як обрахувати цю величину. 18. Сформулюйте закон збереження маси та енергії сучасною науковою мовою. 19. Як змінюється склад речовини в залежності від способу її одержання? 20. Як визначити фактор еквівалентності речовини в обмінних реакціях? 21. Що таке дальтоніди та бертоліди? 22. У чому суть закону Авогадро? 23. Які наслідки витікають із закону Авогадро? 24. Що таке густина газу за відношенням до іншого газу? 25. Запишіть математичний вираз рівняння Клапейрона-Менделєєва та об’єднаного газового закону. В якому разі слід використовувати кожне з них?
|
= 
.
,
,
