что такое атомно молекулярное учение

Атомно-молекулярное учение

Атомно-молекулярное учение — совокупность теоретических представлений естествознания о дискретном строении веществ.

Содержание

История

Античная атомистика

Представление о том, что материя состоит из отдельных частиц — атомов возникло еще в древней Греции. Атомизм был создан представителями древнегреческой философии Левкиппом и его учеником Демокритом.

Становление атомистической гипотезы в XVI—XVIII веках

Атомистическая теория Дальтона

Создание научной теории стало возможно только в XVIII-XIX веках, когда физика и химия стали базироваться на точных экспериментальных данных.

Экспериментальное подтверждение атомной гипотезы нашёл английский химик Джон Дальтон. В начале XIX века Дальтон открыл несколько новых эмпирических закономерностей: закон парциальных давлений (закон Дальтона), закон растворимости газов в жидкостях (закон Генри-Дальтона) и, наконец, закон кратных отношений (1803). Объяснить эти закономерности (прежде всего закон кратных отношений), не прибегая к предположению о дискретности материи, невозможно. В 1808 году Дальтон изложил свою атомистическую гипотезу в труде «Новая система химической философии».

Основные положения теории Дальтона состояли в следующем [1] :
1. Все вещества состоят из большого числа атомов (простых или сложных).
2. Атомы одного вещества полностью тождественны. Простые атомы абсолютно неизменны и неделимы.
3. Атомы различных элементов способны соединяться между собой в определённых соотношениях.
4. Важнейшим свойством атомов является атомный вес.

Уже в 1803 г. в лабораторном журнале Дальтона появилась первая таблица относительных атомных весов некоторых элементов и соединений (атомный вес водорода был принят равным единице). Дальтон ввёл символы химических элементов в виде окружностей с различными фигурами внутри. Впоследствии Дальтон неоднократно корректировал атомные веса элементов, однако для большинства элементов им приводились неверные значения.

Эпоха классической химии

Основные положения

Атомно-молекулярное теория базируется на следующих законах и утверждениях:

Вытекающие законы и положения

Примечания

См. также

Полезное

Смотреть что такое «Атомно-молекулярное учение» в других словарях:

АТОМНОЕ УЧЕНИЕ — (атомистика) – учение о прерывистом, дискретном (зернистом) строении материи. А. у. утверждает, что материя состоит из отдельных чрезвычайно малых частиц, к рые до конца 19 в. считались неделимыми. Для совр. А. у. характерно признание не только… … Философская энциклопедия

Закон постоянства состава — (Ж.Л. Пруст, 1801 1808гг.) любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми… … Википедия

Закон кратных отношений — В этой статье не хватает ссылок на источники информации. Информация должна быть проверяема, иначе она может быть поставлена под сомнение и удалена. Вы можете … Википедия

Корпускулярно-кинетическая теория М. В. Ломоносова — Корпускулярно кинетическая теория тепла выдвинутая в середине XVIII века М. В. Ломоносовым система принципов и взглядов, основанная на ряде теоретических положений, вытекающих из логических рассуждений и математических расчётов, и … Википедия

Авогадро закон — в равных объёмах идеальных газов при одинаковых давлении и темп ре содержится одинаковое число молекул; открыт закон Авогадро в 1811. * * * АВОГАДРО ЗАКОН АВОГАДРО ЗАКОН, один из основных законов идеальных газов (см. ИДЕАЛЬНЫЙ ГАЗ): в равных… … Энциклопедический словарь

Периодический закон — Памятник на территории Словацкого технологического университета (Братислава), посвященный Д. И. Менделееву Периодический закон фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Ме … Википедия

Закон Авогадро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776 1856),… … Википедия

Эквивалент вещества — Эквивалент вещества или Эквивалент это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно восстановительных… … Википедия

Аналитическая химия — Содержание … Википедия

Источник

Урок №16. Атомно-молекулярное учение

Атомно-молекулярное учение развил и впервые применил в химии великий русский ученый Ломоносов. Сущность учения Ломоносова можно свести к следующим положениям :

Все вещества состоят из «корпускул» (так Ломоносов называл молекулы).

Молекулы состоят из «элементов» (так Ломоносов называл атомы).

Частицы — молекулы и атомы — находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц.

Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ из различных атомов.

Атомистическое учение в химии применил английский ученый Джон Дальтон. В своей основе учение Дальтона повторяет учение Ломоносова. Вместе с тем оно развивает его дальше, поскольку Дальтон впервые пытался установить атомные массы известных тогда элементов. Однако Дальтон отрицал существование молекул у простых веществ, что по сравнению с учением Ломоносова является шагом назад. По Дальтону, простые вещества состоят только из атомов, и лишь сложные вещества — из «сложных атомов» (в современном понимании — молекул). Отрицание Дальтоном существования молекул простых веществ мешало дальнейшему развитию химии. Атомно-молекулярное учение в химии окончательно утвердилось лишь в- середине XIX в. Молекула — это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Атом — наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Химические свойства элемента определяются строением его атома. Отсюда следует определение атома, соответствующее современным представлениям: атом — это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов. Согласно современным представлениям из молекул состоят вещества в газообразном и парообразном состоянии. В твердом состоянии из молекул состоят лишь вещества, кристаллическая решетка которых имеет молекулярную структуру.

Основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать так:

Существуют вещества с молекулярным и немолекулярным строением.

Между молекулами имеются промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и температуры. Наибольшие расстояния имеются между молекулами газов. Этим объясняется их легкая сжимаемость. Труднее сжимаются жидкости, где промежутки между молекулами значительно меньше. В твердых веществах промежутки между молекулами еще меньше, поэтому они почти не сжимаются.

Молекулы находятся в непрерывном движении. Скорость движения молекул зависит от температуры. С повышением температуры скорость движения молекул возрастает.

Между молекулами существуют силы взаимного притяжения и отталкивания. В наибольшей степени эти силы выражены в твердых веществах, в наименьшей — в газах.

Молекулы состоят из атомов, которые, как и молекулы, находятся в непрерывном движении.

Атомы одного вида отличаются от атомов другого вида массой и свойствами.

При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются.

У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллических решето находятся молекулы. Связи между молекулами, расположенными в узлах кристаллической решетки, слабые и при нагревании разрываются. Поэтому вещества с молекулярным строением, как правило, имеют низкие температуры плавления.

У веществ с немолекулярным строением в узлах кристаллических решеток находятся атомы или другие частицы. Между этими частицами существуют сильные химические связи, для разрушения которых требуется много энергии. Поэтому вещества с немолекулярным строением имеют высокие температуры плавления.

Объяснение физических и химических явлений с точки зрения атомно-молекулярного учения. Физические и химические явления получают объяснение с позиций атомно-молекулярного учения. Так, например, процесс диффузии объясняется способность молекул (атомов, частиц) одного вещества проникать между молекулами (атомами, частицами) другого вещества. Это происходит потому, что молекулы (атомы, частицы) находятся в непрерывном движении и между ними имеются промежутки. Сущность химических реакций заключается в разрушении химических связей между атомами одних веществ и в перегруппировке атомов с образованием других веществ.

Источник

Атомно – молекулярное учение. Основные законы и понятия химии

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Атомно – молекулярное учение. Основные законы и понятия химии

Атом – система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов. Тип атома определяется составом его ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов, вместе называемых нуклонами. Элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, т.е. числом протонов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами. Атомы элемента могут иметь различные числа нейтронов в составе ядра, а следовательно, и массу. Такие атомы, относящиеся к одному элементу, называются изотопами.

При химическом взаимодействии атомов образуются молекулы. Состав и строение молекул определяют состояние вещества при выбранных условиях и его свойства. Например, диоксид углерода СО₂ при обычных условиях – газ, взаимодействующий с водой, а диоксид кремния SiO₂ – твердое полимерное вещество, в воде не растворяющееся. При химических явлениях молекулы разрушаются, но атомы сохраняются. Во многих химических процессах атомы и молекулы могут переходить в заряженное состояние с образованием ионов – частиц, несущих избыточный положительный или отрицательный заряды.

Сдали экзамен на двойку, а хотите пятерку? Вам поможет сайт онлайн помощь студентам на экзамене! Центр помощи студентам специализируется на подготовке к сдаче тестов и экзаменов!

1.1.Основные законы и понятия химии. Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим, расчеты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в химических реакциях называются стехиометрическими расчетами. В основе их лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а также газовые законы – объемных отношений и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии.

Закон сохранения массы. Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции (М.В. Ломоносов, 1748-1756гг.).

Благодаря этому закону, химия перешла от науки качественной к количественной. В производстве на этой основе ведутся расчеты материальных балансов.

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, а выделяющуюся или поглощающуюся энергию – теплом. Благодаря закону сохранения энергии существует целая наука, изучающая вместе с другими явлениями тепловые эффекты химических реакций, называемая химической термодинамикой. В производстве на основе данного закона ведутся расчеты тепловых балансов.

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

Закон всегда выполняется для газообразных и жидких веществ.

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

Например, массовые соотношения С : О в оксидах СО₂ и СО равны 12 : 32 и 12 : 16. Следовательно, массовое отношение углерода, связанное с постоянной массой кислорода в СО₂ и СО, равна 2 : 1. На базе этого закона Дальтон ввел понятие относительной атомной массы, за единицу которой, он принял массу атома водорода. За единицу относительной молекулярной массы принято в настоящее время 1 /₁₂ молярной массы углерода – 12.

Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является всеобщим и также не справедлив для веществ в твердом состоянии.

Закон объемных отношений. 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, 1805г.).

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, 1811г.).

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.

Атомные и молекулярные массы. Масса всех частиц вещества составляет массу вещества. В химии, как правило, под массой подразумевают массу покоя. Масса характеризует инерционные и гравитационные свойства вещества, которые для массы покоя равны друг другу. Различают относительные массы и просто массы (абсолютные). Для измерения относительной атомной массы введена атомная единица массы (а.е.м.):

1а.е.м. = m ( 12 ₆С) / 12 = 1,6606 ·10 – 27 кг

Относительной атомной массой элемента (сокращенно – атомной массой) называют отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1 /₁₂ массы атома изотопа углерода 12 ₆С. Относительная атомная масса – величина безразмерная и обозначается символом Аr. Подстрочный индекс «r» происходит от лат. relativus – относительный. Относительные атомные массы известных элементов приведены в таблице «Периодическая система элементов Д.И. Менделеева».

Относительной молекулярной массой (сокращено – молекулярной массой) вещества называют отношение средней массы вещества определенного формульного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к 1 /₁₂ массы атома изотопа углерода 12 ₆С. Безразмерная величина – относительная молекулярная масса – обозначается символом Мr. Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна

Мr (Н₂О) = 1,0079 ·2 + 15,9994 = 18,0152

Масса атома или молекулы любого вещества равна произведению относительной массы на атомную единицу массы:

m (молекулы) = Мr·1 (а.е.м.)

где: N_ФЕ – число частиц вещества В;

N_A – постоянная Авогадро (N_A = 6,02·10 23 ).

Постоянная Авогадро, в свою очередь, показывает число атомов, содержащихся в 12г изотопа углерода 12 ₆С, или количество атомных единиц массы в 1г вещества. Поэтому а.е.м. = 1 / N_A = 1 / 6,02·10 23 = 1,66 ·10 – 24 г. Количество вещества измеряют в молях.

С 1 января 1963г. в СССР была введена Международная система единиц измерения (СИ), состоящая из шести основных единиц: метр (м) – длина, килограмм (кг) – масса, секунда (с) – время, ампер (А) – сила тока, кельвин (К) – термодинамическая температура, кандела (кд) – сила света. Генеральная Конференция по мерам и весам (1971) утвердила в качестве седьмой основной единицы Международной системы моль (моль) – единицу количества вещества. Моль – это такое количество вещества, которое содержит столько ФЕ, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12 ₆С. При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц. Моль вещества соответствует постоянной Авогадро N_А= (6,022045±0,000031)10 23 моль –1 структурных элементов. То есть, моль – количество вещества, содержащее число его формульных единиц, равное постоянной Авогадро. При применении понятия «моль» следует указывать, какие структурные элементы имеются в виду. Например, моль атомов Н, моль молекул Н₂, моль протонов, моль электронов и т.п. Так, заряд моля электронов равен 6,02210 23 и отвечает количеству электричества, равному 1 фарадею (F). Масса моля атомов или масса моля молекул (молярная масса), выраженная в граммах (г/моль), есть грамм-атом данного элемента или, соответственно, грамм – молекула данного вещества в прежнем понимании.

Молярная масса и молярный объем вещества. Молярная масса – масса моля ФЕ вещества. Она рассчитывается через массу и количество вещества по формуле:

где: К – коэффициент пропорциональности, равный 1г/моль.

В самом деле, для изотопа углерода 12 ₆С Аr = 12, а молярная масса атомов (по определению понятия «моль») равна 12г/моль. Следовательно, численные значения двух масс совпадают, а значит, К = 1. Отсюда следует, что молярная масса вещества, выраженная в граммах на моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, молярная масса атомарного водорода равна 1,008г/моль, молекулярного водорода – 2,016г/моль, молекулярного кислорода – 31,999г/моль.

Согласно закону Авогадро одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое число частиц. Отсюда следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем.

Отношение объема, занимаемого веществом, к его к его количеству называется молярным объемом вещества. При нормальных условиях (101,325 кПа; 273 К) молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль (точнее, Vn = 22,4 л/моль). Это утверждение справедливо для такого газа, когда другими видами взаимодействия его молекул между собой, кроме их упругого столкновения, можно пренебречь. Такие газы называют идеальными. Для неидеальных газов, называемых реальными, молярные объемы различны и несколько отличаются от точного значения. Однако в большинстве случаев различие сказывается лишь в четвертой и последующих значащих цифрах.

Измерения объемов газа обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объема газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением, объединяющим газовые законы Бойля – Мариотта и Гей – Люссака:

где: V – объем газа при давлении p и температуре T;

V₀ – объем газа при нормальном давлении p₀ (101,325 кПа) и температуре T₀ (273,15 К).

Молярные массы газов можно вычислить также, пользуясь уравнением состояния идеального газа – уравнением Клапейрона – Менделеева:

где: p – давление газа, Па;
V – его объем, м 3 ;
m_B – масса вещества, г;
M_B – его молярная масса, г/моль;
Т – абсолютная температура, К;
R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж / (моль·К).

Если объем и давление газа выражены в других единицах измерения, то значение газовой постоянной в уравнении Клапейрона – Менделеева примет другое значение. Оно может быть рассчитано по формуле, вытекающей из объединенного закона газового состояния для моля вещества при нормальных условиях для одного моля газа:

Пример 1. Выразите в молях: а) 6,0210 21 молекул СО₂; б) 1,2010 24 атомов кислорода; в) 2,0010 23 молекул воды. Чему равна молярная масса указанных веществ?

Так как молекулярные массы СО₂ и Н₂О и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16а.е.м.,то их молярные массы равны: а) 44г/моль; б) 18г/моль; в)16г/моль.

Пример 2. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах.

Определение молярных масс веществ, находящихся в газообразном состоянии. По закону Авогадро 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 или как численно равные их молярные массы:

М₁ / М₂ – 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.

Обозначим относительную плотность газа m₁ / m₂ буквой D. Тогда:

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 2г/моль, то в этом случае уравнение для расчета молярных масс принимает вид:

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 29г/моль. Обозначив плотность исследуемого газа по воздуху через D_ВОЗД, получим следующее уравнение для вычисления молярных масс:

Пример 1. 0,7924г хлора при 0˚ С и давлении 101,325 кПа занимают объем, равный 250 мл. Вычислить относительную молекулярную массу хлора.

Решение: Находим массу хлора, содержащегося в объеме 22,4 л (22400 мл):

m = 22400·0,7924 /250 ≈ 71 г

Следовательно, молярная масса хлора равна 71г/моль, а относительная молекулярная масса хлора равна 71.

Решение: Находим значение газовой постоянной исходя из того, что нормальные условия – это такие условия, когда p₀ ≈ 101,3 кПа ≈ 760 мм рт. ст. ≈ 1 торр ≈ 100 бар ≈ 1 атм. Объем же, занимаемый 1 молем газа при нормальных условиях, равен V₀ ≈ 22,4 л, температура Т₀ ≈ 273 К. Тогда R = 1·22,4 / 273 = 0,082 атм·л / (моль·К).

Парциальное давление газа. При определении молекулярных масс газов очень часто приходится измерять объем газа, собранного над водой и потому насыщенного водяным паром. Определяя в этом случае давление газа, необходимо вводить поправку на парциальное давление водяного пара.

Оно представляет собой то давление (pi), которое производило бы имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.

Установленный Дальтоном закон парциальных давлений гласит:

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

Пусть над водой собрано 570 мл газа при температуре 20˚ С и давлении 104,1 кПа. Это давление складывается из двух величин – парциального давления самого газа и давления насыщенного водяного пара. Последнее при каждой температуре имеет вполне определенную величину, в частности при 20˚ С оно равно 2,34 кПа. Следовательно, парциальное давление газа в данном случае равно 104,1 – 2,34 = 101,76 кПа. Приводя измеренный объем газа к нормальным условиям, следует подставить в уравнение не общее давление газовой смеси (104,1 кПа), а парциальное давление газа (101,76 кПа):

Если не учитывать поправку на давление паров воды, то вместо найденного объема получим:

Ошибка составит 13 мл, т.е. около 2,5 %, что можно допустить только при ориентировочных расчетах.

Все рассмотренные газовые законы, – закон Дальтона, закон простых объемных отношений Гей-Люссака и закон Авогадро, – приближенные законы. Они строго соблюдаются при очень малых давлениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно больше их собственных размеров, и взаимодействие молекул друг с другом практически отсутствует. При обычных невысоких давлениях они соблюдаются приближенно, а при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от этих законов. Понижение температуры также увеличивает отклонения.

Эквивалент. Количество вещества эквивалентов. Закон эквивалентов. Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента (слово «эквивалентный» в переводе означает «равноценный»). Эквивалентом называют условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем соответствующие им формульные единицы. В формульной единице вещества может содержаться 1,2,3,…, в общем случае z_В называют эквивалентным числом или числом эквивалентности. Эквивалентное число зависит от природы реагирующих веществ, типа и степени осуществления химической реакции. Поэтому различают эквивалентные числа элемента в составе соединения, отдельных групп, ионов и молекул. В обменных реакциях эквивалентное число вещества определяют по стехиометрии реакции.

на 1ФЕ гидрофосфата калия требуется 1 ФЕ гидроксида калия, отсюда z (К₂НРО₄) =1;

на 1 ФЕ гидрофосфата калия требуется уже 2 ФЕ хлороводорода, значит, z (К₂НРО₄) =2;

z (К₂НРО₄) = 3, так как на 1 ФЕ гидрофосфата калия потребовалось 3 ФЕ бромида лития.

В общем случае для обменной реакции:

эквивалентное число рассчитывается по стехиометрии реакции:

В окислительно-восстановительных реакциях значения эквивалентного числа окислителя и восстановителя определяют по числу электронов, которые принимает 1 ФЕ окислителя или принимает 1 ФЕ восстановителя.

Если известно количество вещества, то количество вещества эквивалентов всегда в число эквивалентности раз больше (или равно) количества вещества:

В практических расчетах наиболее часто пользуются молярной массой эквивалентов. Молярной массой эквивалентов вещества В называется отношение массы вещества В к его количеству вещества эквивалентов:

Учитывая при этом соотношения (1) и (2), получается другая формула:

Многие элементы образуют несколько соединений друг с другом. Из этого сле­дует, что эквивалент элемента и его молярная масса эквивалентов могут иметь различные значения, смотря по тому, из состава какого соединения они были вычислены. Но во всех таких случаях различные эквиваленты (или молярные массы эквивалентов) одного и того же элемента относятся друг к другу, как не­большие целые числа. Например, молярные массы эквивалентов углерода, вы­численные исходя из состава диоксида и оксида углерода, равны соответствен­но 3 г/моль и 6 г/моль; отношение этих величин равно 1 : 2. В подавляющем большинстве соединений молярная масса эквивалентов водорода равна 1, а ки­слорода — 8 г/моль.

Наряду с понятием молярной массы эквивалентов вещества иногда удобно пользоваться понятием объема эквивалентов газообразного вещества В. Данный объем рассчитывается как молярный объем данного газа, деленный на число эквивалентности вещества:

Например, при нормальных условиях объем эквивалентов водорода равен 11,2 л/моль, кислорода — 5,6 л/моль.

Понятие об эквивалентах, молярных массах эквивалентов и объемах эквива­лентов газообразного вещества распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаи­модействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такой расчет возможен благодаря закону эквивалентов:

вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам (В. Рихтер, 1793г.):

При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ про­порциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):

Пример 1. В соединениях НС1, H₂S, CH₄ эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен, соответственно, 1 моль, 1 /₂ моля, 1 /₃ моля, 1 /₄ моля. Это следует из того, что атомы перечисленных элементов в соединениях присоединили от одного до четырех атомов водорода, эквивалент которого равен 1 молю. В приведенных соединениях молярные массы эквивалентов хлора, серы, азота, углерода, соответственно, равны 34,45 г/моль, 32 /₂ = 16 г/моль, 14 /₃ = 4,67 г/моль, 12 /₄ = 3 г/моль.

Молярную массу эквивалентов вещества можно вычислить по составу соеди­нения данного элемента с любым другим, молярная масса эквивалентов кото­рого известна.

Пример 2. При соединении 1,50 г натрия с избытком хлора образовалось 3,81 г хлори­да натрия. Найти молярную массу эквивалентов натрия, если известно, что молярная масса эквивалентов хлора равна 35,45 г/моль.

Решение: Из данных задачи следует, что в хлориде натрия на 1,50 г натрия приходится 3,81 — 1,50 = 2,31 г хлора. Следовательно,

1,50 г натрия эквивалентны 2,31 г хлора

М_ЭК (Na) г/моль натрия эквивалентны 35,45 г/моль хлора

М_ЭК (Na) = 1,50 · 35,45/2,31 = 23,0 г/моль.

Пример 3. Определите эквивалент (Э) и молярную массу эквивалента (m_Э) азота, серы и хлора в соединениях NH₃, H₂S, HCl.

Решение: Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях.

Эквивалент элемента (Э) – это такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Таким образом, эквиваленты (количество вещества эквивалента) выражаются в молях, а молярная масса эквивалента – в г/моль.

В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1 /₃ моль азота, 1 /₂ моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N)= 1 /₃ моль, Э(Cl)= 1 моль.

Исходя из молярных масс этих элементов, определяем их молярные массы эквивалентов:

m_Э(Cl)= 135,45 = 35,45 г/моль.

Пример 4. Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см 3 кислорода(н.у.)?

откуда m_Ме = 12,16310/5600 = 0,673г

Пример 5. Вычислите количество вещества эквивалентов и молярные массы эквивалентов H₂SO₄ и Al(OH)₃ в реакциях:

Решение. Молярная масса эквивалента сложного вещества, как и молярная масса эквивалента элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. Молярная масса эквивалента кислоты (основания) равна молярной массе (М), делённой на число атомов водорода, замещённых в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп). Следовательно, эквивалентная масса H₂SO₄ в реакции (1) М(H₂SO₄) = 98г/моль, а в реакции (2) М(H₂SO₄)/2 = 49 г/моль. Эквивалентная масса Al(OH)₃ в реакции (3) М(Al(OH)₃) = 78 г/моль, а в реакции (4) М(Al(OH)₃)/3 = 26 г/моль.

Задачу можно решить и другим способом. Так как H₂SO₄ взаимодействует с одной молярной массой эквивалента КОН и двумя молярными массами эквивалента магния, то её молярная масса эквивалента равна в реакции (1) М/1 г/моль и в реакции (2) М/2 г/моль. Al(OH)₃ взаимодействует с одной молярной массой эквивалента HCl и тремя молярными массами эквивалента HNO₃, поэтому его молярная масса эквивалента в реакции (3) равна М/1 г/моль, в реакции (4)-М/3 г/моль. Количество вещества эквивалента H₂SO₄ в уравнениях (1) и (2) соответственно равны 1 моль и 1 /₂ моль; количество вещества эквивалента Al(OH)₃ в уравнениях (3) и (4) соответственно равны 1 моль и 1 /₃ моль.

Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы; б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Вообще молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 4:

Пример 7. В какой массе Са(ОН)₂ содержится столько же эквивалентных масс, сколько в 312г Al(OH)₃?

Решение: Молярная масса эквивалента Al(OH)₃ равна 1/3 его молярной массы, т.е. 78/3 = 26 г/моль. Следовательно, в 312г Al(OH)₃ содержится 312/26=12 эквивалентов. Молярная масса эквивалента Са(ОН)₂ равна 1 /₂ его молярной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37г/моль12 моль = 444г.

Пример 8. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите молярную массу эквивалента оксида и молярную массу эквивалента металла. Чему равна атомная масса металла?

Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 10 5 Па (760 мм рт.ст. = 1 атм.), температура 273 К или 0 º C.

Решение: Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих веществ m₁ и m₂ пропорциональны их молярным массам (объемам):

Из уравнения (3) находим молярную массу эквивалента оксида металла m_Э(МеО):

где: m_Э– молярная масса эквивалента;
А – молярная масса металла;
В – стехиометрическая валентность элемента.

А = m_ЭВ = 27,452 = 54,9 г/моль.

Так как относительная атомная масса в а.е.м. численно равна относительной молярной массе, выражаемой в г/моль, то искомая масса металла равна 54,9 а.е.м. Молярная масса атомов натрия (численно совпадающая с относительной атомной массой натрия) равна 23,0 г/моль. Следовательно, молярная масса и молярная масса эквивалентов натрия совпадают, откуда эквивалент натрия равен 1 моль.

1.2. Химическая символика.

Таблица 1. Латинские корни некоторых элементов

В химической литературе широко используются и групповые названия элементов.

Таблица 2. Групповые названия элементов

Химические символы – не только сокращенные названия элементов: они выражают и определенные их количества (или массы), т.е. каждый символ обозначает или один атом элемента, или один моль его атомов, или массу элемента, равную (или пропорциональную) молярной массе этого элемента. Например, С означает или один атом углерода, или один моль атомов углерода, или 12 единиц массы (обычно 12 г) углерода.

Источник