ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Относительные массы атомов. Химические эквиваленты из "Неорганическая химия" Понятие относительных масс в химию ввел Джон Дальтон (1766—1844). Он в начале XIX в. впервые в истории химии попытался составить формулы веществ, показал важность определения относительных масс частиц, составляющих простые и сложные вещества. Атомы, составляющие данный элемент, одинаковы, утверждал Дальтон, но атомы разных элементов отличаются наряду с другими индивидуальными свойствами еще и массой. Простые вещества состоят из неделимых, а сложные — из сложных атомов , способных распадаться при реакциях на простые конечные частицы. Масса атома сложного вещества равна сумме масс атомов простых веществ, из которых он состоит. В качестве сравнительного эталона — единицы массы — Дальтон предложил принять массу атома самого легкого газа — водорода. Идея об относительных массах оказалась на редкость жизнеспособной. Ею и сейчас руководствуются химики и физики. Правда, изменилась единица измерения — эталоном является / г часть атома изотопа углерода — углеродная единица (у. е). [c.11] Благодаря работам Дальтона вопрос о массе атомов нз области философских рассуждений переместился в область эксперимента, Разложением веществ на составные части и последующим взвешиванием определяли, сколько весовых частей данного простого вещества приходится на 1 массовую часть водорода, т. е, на I атом в соединении. Полученные числа представляли относительные массы атомов элементов, способных образовывать соединения с водородом. Если элемент непосредственно с водородом не реагировал, то относительную. массу его определяли по его взаимодействию с элементом (например, с кислородом), о котором известно, в какой лроиорции ок соединяется с водородо.м. [c.11] Гипотеза Дальтона привела лишь к определению относительных атомных масс по водороду. Позже атомные массы по Дальтону стали называть эквивалентами Э. Чтобы определить атомную массу А в у. е., надо эквивалент Э умножить на небольшое целое число п, которое стали именовать термином — валентность . [c.12] Пример , По процентному составу оксида свинца 92,83% свшща к 7,17% кислорода Э(-, = 8) найти эквивалент свинца. [c.12] Пример 2. Определить эквиваленты серной кислоты и серы в ней, гидроксида кальция, сульфата алюминия. [c.13] При любом химическом взаимодействии 1 экв одного вещества всегда реагирует с 1 экв другого. Это справедливо и для общего эквивалента раствора или смеси веществ. [c.13] В результате исследований газов и открытия газовых законов удалось определить состав молекул простых веществ, отыскать массы молекул и атомов и, в конце концов, определить химические формулы сложных веществ. Гей-Люссак, анализируя результаты экспериментов, пришел к выводу, что объемы реагирующих и образующихся в результате реакций газов относятся между собой как небольшие целые числа. Так, исходное соотношение объемов водорода н кислорода при образовании воды составляет 2 1, а получается 2 объема водяного пара. Имелись данные по реакции оксида серы (IV) с кислородом, оксида углерода (II)—угарного газа с кислородохм и некоторым другим газовым реакциям. Гей-Люссаком был сделан вывод в равных объемах различных газов при одинаковых давлениях и температуре содержится одинаковое число атомов. Если в 1 объеме одного газа (водорода) и в I объеме другого (хлора) содержалось одинаковое количество атомов (водорода и хлора), то должен был бы образоваться 1 объем газообразного продукта реакции (хлористого водорода), а образовывалось два объема. Следовательно, сделанный вывод противоречил этим экспериментальным данным. Однако идея Гей-Люссака дала возможность Амедео Авогадро высказать (1811) гипотезу, известную сейчас как закон Авогадро. [c.13] В равных объемах различных газов, при одинаковых условиях давления и температуры содержится одинаковое число мельчайших частиц (молекул). [c.13] Молекулярная масса вещества — средняя масса его молекулы, выраженная в углеродных единицах. [c.14] Атомная масса элемента — средняя масса природной смеси его атомов, выраженная в углеродных единицах. [c.14] Для практического пользования введены понятия грамм-молекула (моль) и грамм-атом (моль атомов). Количество вещества в гра.имах, численно равное его молекулярной массе, называют молем или грамм-молекулой. [c.14] Количество вещества в граммах, численно равное атомной массе элемента, называют моль атомом или грамм-атомом элемента. Так как равные объемы различных газов содержат при одинаковых условиях одно и то же число молекул, то люли различных газов будут занимать одинаковый объем. Если задаться конкретными условиями, то объем молекул любого газа становится не только одинаков, но и строго определен. В качестве условий для сравнения приняты нормальные условия (н. у.) давление 1,01-10= Па (760 мм рт. ст,) и температура 0° С (273,18 К). При этпх условиях моль любого газа занимает объем, равный 22,414 л. [c.14] Пример . При п. у, масса 1 л водорода равна тр.5 = 0,09 г, воздуха = 1,29 г. У этих газов моли равны соответственно 2,016 и 29 г. [c.15] Константа R называется универсальной газовой постоянной. Физический смысл R-. работа расширения 1 моля любого газа при нагревании на Г. Численное ее значение определяется системой единиц. Наиболее употребительные значения таковы 0,082 лХ X атм/(моль-К), 62 360 мл-мм рт. ст./(моль-К), 8,3146 Дж/(мольХ ХК). [c.15] Пример 2. Опытным путем найдено, что 304 мл газа при 25 С, или 298 К. 745 мм рт. ст. весят 0,78 г. Определить молекулярную массу газа. [c.15] Если этот газ — простое вещество, следовательно, его молекула двухатомна, а атомная масса равна 32 у. е. [c.15] Если молекула из двух атомов, то каждому из них соответствует масса, равная 0,53-10-23 г. [c.15] Связать макровеличины Р, V я Т, относящиеся ко всему количеству газа, с характеристикой каждой частицы массой т, скоростью V и энергией Е позволило основное уравнение молекулярнокинетической теории. Оно, так же как и другие, относящиеся к газовому состоянию (Бойля — Мариотта, Шарля, Гей-Люссака и т. п.), выведены для так называемого идеального газа, относительно которого делаются определенные допущения. [c.16] В лабораторных и производственных условиях приходится иметь дело с реальными газами. В них существует взаимное притяжение молекул, довольно значительное внутреннее давление и ощутимый собственный объем молекул. Однако при температурах, близких к комнатным, и небольших давлениях большинство газов довольно точно следует этим законам. При выводе уравнения делаются два допущения 1) движение молекул подчиняется законам ньютоновской механики 2) давление в газах и жидкостях одинаково распространяется во все стороны объема. [c.16] Вернуться к основной статье