ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Закон постоянства состава . 1.1.2. Закон кратных отношений из "Общая химия 2000" Из уравнения Эйнштейна для соотношения масс и энергий Е = тп Р следует, что в любом процессе, сопровождающемся выделением или поглощением энергии, будет происходить соответствующее изменение массы. Если тело нагревается, — его энергия возрастает, а масса увеличивается. При выделении тепла в ходе химической реакции масса продуктов химической реакции будет меньше массы исходных веществ. Однако из-за громадного значения величины (с,= 2,997925 10 м/с) тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, отвечают очень малые массы, лежащие вне пределов возможности измерений. Например, при образовании из водорода и хлора 36,461 г хлороводорода выделяется энергия, соответствующая массе около 10 г. Поэтому можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией. [c.19] Поскольку для химических процессов изменением массы можно пренебречь, существуют два важных для химии следствия. Эти следствия исторически получили названия закона сохранения массы и закона сохранения энергии, однако, строго говоря, выполняются они приближенно. Для химических процессов они формулируются следующим образом. [c.19] Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. [c.19] Благодаря этому закону, открытому М. В. Ломоносовым в 1748—1756 гг., химия перешла от науки качественной к количественной. В производстве на этой основе ведутся расчеты материальных балансов. [c.19] При любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы из одного вида энергии в другой. [c.19] 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 тепловые балансы. [c.19] Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является всеобщим и, строго говоря, также не справедлив для веществ в твердом состоянии. Например, титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются TiOi.46-i.56 и TiOi.g-2,0- Ясно, что в этом случае закон кратных отношений не соблюдается. [c.20] Аналогично относительной молекулярной массой (сокращенно — молекулярной массой) вещесШа называют отношение средней массы вещества определенного формульного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к 1/12 массы атома изотопа углерода Безразмерная величина — относительная молекулярная масса — обозначается символом Mr- 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 ато.м кислорода, равна М,(Н20)= 1,0079 2 -Ь 15,9994 = 18,0152. [c.21] 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. Нетрудно рассчитать, какой объем занимает один моль газа при нормальных условиях, т. е. при нормальном атмосферном давлении (101,325 кПа) и температуре 273 К. Например, экспериментально установлено, что масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г. Следовательно, объем, занимаемый при тех же условиях одним молем кислорода (32 г), составит 32 1,43 = 22,4 л. То же число получим, рассчитав объем одного моля водорода, диоксида углерода и т. д. Отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству называется молярным объемом вещества. Как следует из изложенного, при нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль (точнее, Vn = 22,414 л/моль). Это утверждение справедливо для такого газа, когда другими видами взаимодействия его молекул между собой, кроме их упругого сто,лкновения, можно пренебречь. Такие газы называются 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. [c.22] 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. Например, при нормальных условиях масса диоксида углерода в объеме 1 л равна 1,98 г, а масса водорода в том же объеме и при тех же условиях — 0,09 г, откуда плотность оксида углерода по водороду составит 1,98 0,09 = 22. [c.23] Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молярную массу второго газа. [c.23] Молярную массу вещества (а следовательно, и его относительную молекулярную массу) можно определить и другим способом, используя понятие о молярном объеме вещества в газообразном состоянии. Для этого находят объем, занимаемый при нормальных условиях определенной массой данного вещества в газообразном состоянии, а затем вычисляют массу 22,4 л этого вещества при тех же условиях. Полученная величина и выражает молярную массу вещества. [c.23] Пример. 0,7924 г хлора при 0°С и давлении 101,325 кПа занимают объем, равный 250 мл. Вычислить относительную молекулярную массу хлора. Находим массу хлора, содержащегося в объеме 22,4 л (22400 мл) т = 22400-0,7924/250 я 71 г. Следовательно, молярная масса хлора равна 71 г/моль, а относительная молекулярная масса хлора равна 71. [c.23] Здесь V — объем газа при давлении р и температуре Т V o — объем газа при нормальном давлении ро (101,325 кПа) и температуре То (273,15 К). [c.23] Пример. Какое значение газовой постоянной следует взят ) для расчета параметров газа, взятого при давлении 10 атм в объеме 100 л Находим значение газовой постоянной исходя из того, что нормальные условия — это такие условия, когда ро я 101,3 кПа я 760 мм рт. ст. и 1 торр 100 бар 1 атм. Объем же, занимаемый 1 молем газа при нормальных условиях, равен Уо 22,4 л, температура То я 273 К. Тогда Д = 1 22,4/273 = 0,082 атм л/(моль К). [c.24] Описанными способами можно определять молярные массы не только газов, но и всех веществ, переходящих при нагревании (без разложения) в газообразное состояние. Для этого навеску исследуемого вещества превращают в пар и измеряют его объем, температуру и давление. Последующие вычисления производят так же, как и при определении молярных масс газов. Молярные массы, определенные этими способами, не вполне точны, потому что рассмотренные газовые законы и уравнение Клапейрона—Менделеева строго справедливы лишь при очень малых давлениях. Более точно молярные массы вычисляют на основании данных анализа вещества. [c.24] Установленный Дальтоном закон парциальных давлений гласит давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. [c.24] Если не учитывать поправку на давление паров воды, то вместо найденного объема получим Уо = 101°зи (2°з +20) 1 Ошибка составит 13 мл, т. е. около 2,5%, что можно допустить только при ориентировочных расчетах. [c.24] В окислительно-восстановительных реакциях значения эквивалентного чис 1, окислителя и восстановителя определяют по числу электронов, которые прип мает 1 ФЕ окислителя или принимает 1 ФЕ восстановителя. [c.25] Молярную массу эквивалентов вещества можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, молярная масса эквивалентов которого известна. [c.26] Вернуться к основной статье