Главная > Химия > Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы
<< Предыдущий параграф
Следующий параграф >>
<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Макеты страниц

Основные стехиометрические законы химии

Атомно-молекулярная теория

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление трех основных стехиометрических законов.

1) Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 - 1756 гг.; А. Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.

2) Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801 г.).

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

3) Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.).

В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.

Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы.

В частности, при. нормальных условиях (н.у.) — при температуре и давлении кПа (1 атм, или 760 мм рт.ст.) — любой газ, количество которого равно 1 моль, занимает объем 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа при н.у.

Установление первых двух стехиометрических законов позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Значения масс атомов, выраженные в стандартных единицах массы (абсолютная атомная масса ), очень малы, поэтому применять их в повседневной практике крайне неудобно. Например, масса атома углерода равна:

Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы других атомов, а также молекул (абсолютная молекулярная масса обозначается ), например, масса молекулы воды составляет:

Поэтому для удобства введено понятие об относительной массе атомов и молекул.

Относительной атомной массой элемента называют отношение абсолютной массы атома к части абсолютной массы атома изотопа углерода Обозначают относительную атомную массу элемента символом , где r — начальная буква английского слова relative (относительный).

Относительной молекулярной массой МГ называют отношение абсолютной массы молекулы к массы атома изотопа углерода Обратите внимание на то, что относительные массы по определению являются безразмерными величинами.

Таким образом, мерой относительных атомных и молекулярных масс избрана часть массы атома изотопа углерода которая называется атомной единицей массы (а.е.м.):

Абсолютные и относительные массы связаны простыми соотношениями:

Кроме рассмотренных величин в химии чрезвычайное значение имеет особая величина — количество вещества (см. следствие из закона Авогадро!).

Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц) этого вещества, оно обозначается обычно v и выражается в молях (моль).

Моль — это единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода, состоящего только из изотопа

Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и зачитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится понятие молярной массы вещества.

Молярная масса М вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества:

где m — масса в граммах, v — количество вещества в молях, М — молярная масса в г/моль — постоянная величина для каждого данного вещества.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Определение моля базируется на числе структурных единиц, содержащихся в 12 г углерода. Установлено, что данная масса углерода содержит атомов углерода. Следовательно, любое вещество количеством 1 моль содержит структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

Число частиц называется числом Авогадро, или постоянной Авогадро и обозначается

Из закона Авогадро следует, что два различных газа одинаковых объемов при одинаковых условиях, хотя и содержат одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы: масса одного газа во столько раз больше массы другого, во сколько раз относительная молекулярная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго, т.е. плотности газов относятся как их относительные молекулярные массы:

где p — плотность газа или — относительная молекулярная масса, — относительная плотность одного газа по другому, i — индекс, указывающий формулу газа, по отношению к которому проведено определение. Например, относительная плотность газа по водороду, — относительная плотность газа по гелию, — относительная плотность газа по воздуху (в этом случае подразумевается средняя относительная молекулярная масса смеси газов — воздуха; она равна 29).

С помощью значения относительной плотности были определены относительные молекулярные массы и уточнены составы молекул многих газообразных веществ.

Независимая оценка значения молекулярной массы М может быть выполнена с использованием так называемого уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейрона—Менделеева:

где p — давление газа в замкнутой системе, V — объем системы, m — масса газа, Т — абсолютная температура, R — универсальная газовая постоянная.

Более подробно об уравнении (1.1) см. § 4, сейчас же отметим только, что значение постоянной R может быть получено подстановкой величин, характеризующих один моль газа при в уравнение (1.1):

При решении тех или иных задач (в зависимости от размерности величин, которыми приходится оперировать) могут использоваться и другие численные значения

Основные химические представления, рассмотренные нами выше, формировались по сути на протяжении многих столетий, начиная с древнегреческих философских учений Левкиппа, Демокрита, Эпикура (первые понятия об атомах и молекулах) и окончательно были сформулированы и приняты на первом Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) в 1860 г.

Система химических представлений, принятых на этом съезде, составляет основу так называемой атомномолекулярной теории, основные положения которой можно сформулировать так:

1. Все вещества состоят из молекул, которые находятся в непрерывном, самопроизвольном движении.

2. Все молекулы состоят из атомов.

3. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.

4. Атомы представляют собой мельчайшие, далее неделимые составные части молекул.

Первые три утверждения кажутся сегодня настолько очевидными, что трудно себе представить, почему понадобилось так много времени, чтобы прийти к этим взглядам. Последнее положение сейчас является безнадежно устаревшим.

Таким образом, после прочтения настоящего раздела мы убедились, что к концу 60-х годов прошлого века было неоспоримо доказано существование атомов и молекул, была разработана стройная атомно-молекулярная теория, на которой базировалась вся физика и химия того времени. Мы познакомились пока лишь с основными понятиями и некоторыми из основных законов химии. Подчеркнем еще раз, что атомно-молекулярная теория базировалась на представлении о том, что атом неделим. Вследствие этого атомно-молекулярная теория оказалась не в состоянии объяснить ряд экспериментальных фактов конца XIX — начала XX в., показавших, что атомы делимы, т.е. состоят из каких-то более мелких частиц. Более того, на основании только атомно-молекулярной теории трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому закон Авогадро и ряд других законов и понятий мы рассмотрим далее, когда познакомимся подробнее с современными представлениями о молекуле, веществе и т.д.

Рекомендуемая литература: [Кузьменко, 1977, гл. 1], [Третьяков, § 1—6], [Фримантл, т. 1, стр. 169—203], [Хомченко, 1993, гл. 1].

<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Оглавление