Химия: Основные понятия и законы. Стехиометрия

Кафедра АТО
(Авиатопливообеспечения)
материалы установочной сессии
для студентов заочной формы обучения
по направлению подготовки 25.03.03 Аэронавигация
профилю подготовки 9. Обеспечение авиационной безопасности
дисциплина «Химия»
ЛЕКЦИЯ № 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Стехиометрия
Стехиометрия – особый раздел химии, в котором изучают количественный
состав веществ, а также количественные изменения, происходящие с ними при
химических реакциях. В основе стехиометрии лежат количественные законы
химии.
Количественные законы химии
М.В. Ломоносов, 1748-1756,
1. Закон сохранения массы
А.Лавуазье, 1777
2. Закон постоянства состава
Ж.Л. Пруст, 1792
(закон постоянных отношений)
3. Закон эквивалентных
И.В. Рихтер, 1792
отношений
4. Закон кратных отношений
Дж. Дальтон, 1803
На основе количественных законов химии можно рассчитать по известному
значению массы одного из веществ значения масс всех остальных веществ,
участвующих в химической реакции.
Понятия
Обозначени
Размерность
е
Атомная масса
А
а.е.м.
Относительная атомная
Аr
безразмерная
масса
Молекулярная масса
М
а.е.м.
Относительная
Мr
безразмерная
молекулярная масса
Молекулярная масса – масса молекулы, выраженная в атомных единицах
массы. Молекулярная масса равна сумме атомных масс всех атомов, из которых
состоит молекула.
Относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс всех
атомов, из которых состоит молекула.
Моль – количество вещества, содержащее столько же частиц (атомов,
молекул, ионов или других), столько содержится атомов углерода в 0,012 кг (12 г)
изотопа углерода-12.
Постоянная Авогадро – это число частиц, содержащихся в одном
N
моле любого вещества.
NA = (6,022045  0,000031) 1023 моль-1
Молярная масса – масса одного моля вещества. Молярная масса
M
численно совпадает с массами атомов и молекул, выраженных в атомных
единицах массы, она также численно совпадает с относительными
атомными и молекулярными массами и выражается в г/моль.
Пример
М(Ca) = 40 г/моль,
М(H2SO4) = 2 · 27 + 3(32 + 4 · 16) = 342 г/моль.
Закон Дюлонга и Пти. Молярная теплоемкость большинства простых
твердых тел при небольших отклонениях от обычной температуры равна
≈ 26 Дж/(моль∙град). Молярная теплоемкость С связана с удельной теплоемкостью
отношением
С ≈ с ∙ М(А),
где с – удельная теплоемкость;
М(А) – молярная масса атома А.
Закон Авогадро. В равных объемах любых газов при постоянном давлении
и температуре содержится одинаковое число молекул (А. Авогадро, 1811).
Нормальные условия
0 °С (273,15 К) и 101,3 кПа = (н.у.)
Молярный объем – объем одного моля любого газа при н.у., равный
22,414 л/моль.
Количественный состав вещества может быть выражен значениями
следующих величин.
Образец вещества
Один моль вещества
Масса
m, г
Количество
вещества
Число частиц
вещества
Молярная масса
n, моль
1 моль
N
Постоянная
Авогадро
M,
г/моль
NA,
моль -1
Vm,
Объем
V, л
Молярный объем
л/моль
Молярные величины – это величины, отнесенные к 1 моль вещества.
Например: молярная масса, молярный объем, молярная теплоемкость.
Молярные постоянные:
 постоянная Авогадро (6,0220 1023 моль-1);
 постоянная Фарадея (96480 Кл/моль).
Основные расчетные формулы
n
m
N
n
N
NA
n
V
Vm
При решении задач можно использовать N A = 6,02ּ1023 моль-1 и V m = 22,4
л/моль.
Закон сохранения массы
Общая масса реагентов равна общей массе продуктов реакции. Для
уравнения реакции в общем виде
аА + bВ = АаВb
закон сохранения массы можно записать так
m(A) + m(B) = m(AaBb).
Закон постоянных отношений
Каждое чистое вещество всегда состоит из одних и тех же элементов,
связанных между собой в постоянном массовом отношении
m A 
 const .
m B 
Пример
2Н2 + О2 = 2Н2О
Измерение
1
Измерение
2
Измерение
3
Измерение
4
Измерение
5
m(H
2), г
Масса
m(O2),
г
Массовые
отношени
я m(H2)/m(O2)
m(H2O),
г
0,5
4
4,5
0,5/4 = 1/8
1
8
9
1/8
4
32
36
4/32 = 1/8
5
40
45
5/40 = 1/8
7
56
63
7/56 = 1/8
Количественные отношения веществ А и В,
принимающих участие в химической реакции
Массовое
Мольное
Стехиометрическое
отношение
отношение
отношение
m( A)
m( B)
n( A)
n( B )
a
b
Стехиометрические коэффициенты – коэффициенты в уравнении
химической реакции (а и b).
Массовое отношение веществ А и В, участвующих в реакции, равно
отношению
их
молярных
масс,
умноженных
на
соответствующие
стехиометрические коэффициенты а и b
m( A) aM ( A)

m( B) bM ( B)
.
Стехиометрическое отношение равно мольному отношению
a n( A)

b n( B )
.
Количественный анализ предполагает разложение сложного вещества на
простые, а затем измерение относительных количеств каждого элемента.
Количественный состав выражают, как правило, в массовых процентах. Например,
по данным химического анализа, в сульфиде алюминия 36 % Al и 64 % S.
Эмпирические формулы – формулы, в которых количество атомов каждого
из элементов указано при помощи целых чисел, не имеющих общего кратного (CН3
– эмпирическая формула этана).
Истинные формулы определяют на основе эмпирических, если известны
данные о молекулярной массе (С2Н6 – истинная формула этана).
Соединения постоянного состава (дальтониды) или стехиометрические
соединения – химические соединения, состав которых постоянен и не зависит от
способа их получения.
Пример
Неорганические соединения:
H2O, CO2, NH3, NO2, SO3.
Органические соединения:
CH4, C2H2, C2H4, C2H5OH, C6H12O6.
Соединения переменного состава (бертолиды) или нестехиометрические
соединения – химические соединения, состав которых зависит от способа их
получения. Количество атомов одного элемента, приходящееся на один атом
другого элемента, в таких соединениях выражается дробным числом. Например,
сульфиды Fe1,1S и FeS1,1 различаются содержанием железа и серы.
Химический эквивалент элемента – это такое количество его атомов,
которое соединяется полностью с 1 моль атомов водорода и замещает такое же
количество водорода в его соединениях.
Примеры
Химический
Молярная масса
Реакция: H2 + A
эквивалент А, моль
эквивалента Мэ(А), г/моль
H2 + CI2 =2HCI
1 моль атомов CI
35,5
H2 +S = H2S
1/2 моль атомов S
32/2 = 16
3H2 +N2 = NH3
1/3 моль атомов N
14/3 = 4,7
2H2 + C = CH4
1/4 моль атомов С
12/4 = 3
Молярная масса эквивалента – масса одного химического эквивалента
вещества, Мэ [г/моль].
Закон эквивалентных отношений
Массы реагирующих веществ соотносятся между собой как молярные массы
их эквивалентов
m A  M э  A 

m B  M э  B 
.
Между молярной массой М, молярной массой эквивалента М э и
валентностью b элемента А существует соотношение:
M  A
.
М э ( А) 
b
Фактор эквивалентности равен 1/b. В связи с этим молярную массу
эквивалента обозначают
1
М э ( А)  М ( A) .
b
Примеры
1
40 г/моль
M ( Ca ) 
 20 г/моль,
2
2
1
27 г/моль
M ( Al ) 
 9 г/моль.
3
3
Молярная масса эквивалентов сложных веществ:
 кислоты НаВ
М ( Н а В)
1
М ( Н а В) 
2
а
Примеры
1
98 г/моль
 49 г/моль .
2
2
1
98 г/моль
 98 г/моль ;
Если в реакции замещается 1 атом Н, М э ( H 2 SO4 ) 
2
1
Если в реакции замещается 2 атома Н, М э ( H 2 SO4 ) 

основания А(ОН)b
1
 M A(OH ) b 
М  A(OH ) b  
b
b

Пример
1
 74 г/моль
M  Ca (OH ) 2  
 37 г/моль ;
2
2

3



соли АаВb
M(
M ( Aa Bb )
1
Aa Bb ) 
a b
ab
Пример
1
 342 г/моль
M  Al 2 ( SO4 ) 3  
 57 г/моль .
23
6

Эквивалентный объем – объем, занимаемый 1 химическим эквивалентом
газообразного вещества при определенных условиях. При н.у. эквивалентный
объем водорода – 11,2 л/моль; кислорода – 5,6 л/моль.
Закон кратных соотношений
Если химические элементы А и В могут соединяться между собой, образуя
несколько разных соединений, то массы элемента А, который связывается с
постоянным количеством элемента В, и элемента B относятся между собой как
небольшие целые числа.
Пример
Оксиды
m(N)/m(O)
азота
N2 O
14/8
NO
7/8
N2 O3
4,67/8
NO2
3,5/8
N2 O5
2,8/8
Масса азота в этих соединениях относится как 5 : 4 : 3 : 2 : 1.
Газовые законы химии
Закон объемных отношений (Ж.Л. Гей-Люссак, 1809). Объемы
газообразных веществ, участвующих в реакции, относятся между собой как
соответствующие стехиометрические коэффициенты
V ( A) a
 .
V ( B) b
Пример
Для реакции 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г)
Объемы
V
V(
V(
(H2)
O2 )
Н2O)
Измерение
2
10
20
1
00 мл
0 мл
0 мл
Объемное отношение
V(H2) : V(O2) : V(Н2O)
2:1:2
Измерение
1
5
10
2:1:2
2
0л
л
л
Измерение
3,
1,
3,
2:1:2
3
2л
6л
2л
Плотность D первого газа относительно второго показывает, во сколько раз
масса одного газа больше или меньше массы такого же объема другого газа
M1
.
M2
32 г/моль
Плотность кислорода по водороду DH 2 
 16 .
2 г/моль
32 г/моль
Плотность кислорода по воздуху Dвозд 
 1,0103 .
29 г/моль
D
Газовые законы можно записать в виде соотношений пропорциональности:
 закон Авогадро: V ~ n (при постоянных Р и Т).
 закон Бойля-Мариотта: V ~
1
(при постоянных Т и n).
Р
 закон Гей-Люссака: V ~ T (при постоянных Р и n).
Уравнение состояния идеального газа
V~
nT
nT
или V  R
, или PV = nRT.
P
P
Универсальная газовая постоянная
R = 8,314 Дж/(К· моль) = 0,08205 л · атм./(К·моль).
Уравнение Менделеева – Клайперона
PV 
m
RT .
M
Объединенный газовый закон
P1V1 P2V2

.
T1
T2
Индексы 1 и 2 относят к двум различным газовым состояниям.
Парциальное давление газа в смеси – давление, которое создавало бы это
же количество данного газа, если бы он занимал при данной температуре весь
объем, занимаемый смесью.
Закон параллельных давлений. Общее давление смеси газов, химически не
взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов,
составляющих смесь
Р   Рi ,
i
где P – общее давление смеси;
Pi – сумма парциальных давлений газов.
Идеальный газ – газ, поведение которого полностью описывается
уравнением состояния идеального газа. Такой газ не существует в
действительности.
Реальные газы хорошо подчиняются уравнению состояния идеального газа
при низких давлениях и высоких температурах. При обычных температурах все
реальные газы в той или иной степени отклоняются от идеальности.
Уравнение Ван-дер-Ваальса учитывает:
 собственный объем молекул (из объема V, занимаемого газом,
вычитается b, равное учетверенному объему молекул);
 силы притяжения между ними (к давлению Р прибавляется a2/V для
компенсации межмолекулярных притяжений)


 Р  а Vm  b   RT .

Vm2 

Э ТО НАДО ЗНАТЬ
Стехиометрия – это математический метод, которым мы связываем друг с
другом количества исходных веществ и продуктов химической реакции.
Исходное вещество, которое в ходе химической реакции закончится первым,
называют «лимитирующим реагентом или недостатком».
Другое вещество называют «избыточным реагентом или избытком».
Благодаря уравнению идеального газа в стехиометрических расчетах могут
участвовать объемы газов.
Законы Бойля-Мариотта, Шарля, Гей-Люссака и объединенный газовый
закон выражают соотношения между объемом, температурой и давлением газа.
Закон парциальных давлений Дальтона применим для расчета давления
смеси газов.
Материалы для самостоятельной работы студентов с целью подготовки
к
сессии
размещены
на
официальном
сайте
института:
http://www.uvauga.ru/component/content/article/22podrazdeleniya/prorektor/unr/fbfo/874-msrs