План лекц.. Строение вещества. I. Строение атома

• Название: Строение вещества. I. Строение атома
• Анкор: План лекц..doc
• Дата: 11.01.2018
• Размер: 14.08 Mb.
• Имя файла: План лекц..doc
• Тип: Документы; #13867
• страница: 6 из 17

часть моля вещества (атомов элемента) составляет один эквивалент его.

Таким образом, эквивалент вещества (химического элемента) всегда меньше или равен 1 моль: Э(Х) ≤ 1 моль

3. Важно отметить, что п_Э, число эквивалентов (а значит, и Э, эквивалент) в химическом соединении, определяют различно для вещества (химического

соединения) в целом и какого-либо отдельного элемента в данном химическом соединении:

п_Э (вещества, химического соединения) = n.k,

п_Э (химического элемента) = n,

где n — валентность (степень окисленности) какого-либо химического элемента в данном соединении, k – количество (число) его атомов.

4. В сложном соединпении (состоящем из двух и более элементов) число эквивалентов, а значит, и эквивалент его, и фактор эквивалентности определяют по отношению к какому-либо одному химическому элементу или иону, способному вступать в реакцию,- любому в составе соединения:

п_Э (Мп₂О₇) = п(Мп). К(Мп) = п(О) . к(О) = 7. 2 = 14 эквивалентов, Э;

Э (Мп₂О₇) = 1 моль/п_Э = 1/14, моль; f_Э = 1/14 часть моля Мп₂О₇;

п_Э (СаСО₃) = п(Са). к(Са) = п(СО₃^2-). к(СО₃^2-) =2.1 = 2Э,

Э(СаСО₃) = 1 моль/п_Э = ½, моль; f_Э = ½ часть моля СаСО₃.

5. Для одновалентных элементов в химическом соединении значения чисел эквивалентов (п_Э)веществаи химического элемента и, соответственно, их эквиваленты (и факторы эквивалентности) — совпадают, одинаковы. Для многовалентных (двух- и более-валентных) химических элементов число эквивалентов п_Э (вещества, элемента) больше значения их эквивалента Э (и фактора эквивалентности ) и равно числу, обратному их фактору эквивалентности f_Э.

Например: а) в соединении HCl эквивалент хлора Э_Cl = 1 моль и эквивалент хлороводорода Э(HCl) = 1 моль, число эквивалентов и фактор эквивалентности: п_Э(Cl, HCl) = 1эквивалент (Э), f_Э(Cl, HCl) = 1;

б) в соединении Н₂О эквивалент водорода Э (Н) = 1 моль и п_Э(Н) = 1 Э, f_Э(Н) = 1, а эквивалент кислорода Э(О) = моль иэквивалент воды Э(Н₂О) = 1/2 моль, f_Э (О,Н₂О) = ½; п_Э (О,Н₂О) = 2 эквивалента (Э);

в) в соединении Al₂О₃эквивалент оксида алюминия Э(Al₂О₃) = 1/6 моль, фактор эквивалентности f_Э (Al₂О₃) = 1/6, а число эквивалентов п_Э (Al₂О₃) = 6 Э; эквивалент алюминия Э(Al) = 1/3 моль, f_Э (Al) = 1/3, а п_Э (Al) = 3 Э.

6. При решении задач чаще всего используют понятие молярная эквивалентная масса (или кратко - эквивалентная масса) —это масса 1 моль эквивалентов вещества или атомов какого-либо элемента в химическом соединении, в граммах (М_Э, г/моль): М_Э= МЭ = М/ п_Э, = М. f_Э,

где М– молярная масса вещества (химического элемента), г/моль; Э – его эквивалент, моль; п_Э— число эквиалентов, f_Э — фактор эквивалентности.

7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (М_Э)

для разных веществ:

7.1. Для простых одноатомных веществ и для одного химического элемента в сложном веществе: М_Э = М/п = А/п,

гдеА– атомная масса, n – валентность химического элемента.

Например, М_Э(Al) = 27/3 = 9 г /моль (эквивалентов), М_Э(О) = 16/2 = 8 г/моль;

7.2. Для простых многоатомных (из двух и более атомов) и сложных веществ эквивалентную массу рассчитывают по общей формуле М_Э = М/ п.k,

гдеМ – молярная масса вещества, п – валентность одного, любого, элемента;

k – количество атомов этого элемента в молекуле.

Например, М_Э(О₂) = 32/2.2 = 8, г /моль (эквивалентов),М_Э(N₂) = 28/2.2 = 7,г /моль; М_Э(Al₂О₃) = (27.2 + 16.3)/3.2 = (54 + 48)/6 = 102/6 = 17, г/моль.

7.3. Эквивалентная масса сложного вещества равна сумме эквивалентных масс образующих его химических элементов.

Например, М_Э(Al₂О₃) = М(Al)/п(Al) + М(О)/п(О)= 27/3 + 16/2 = 17 г/моль. При этомf_Э(Al₂О₃)= М_Э(Al₂О₃)/М(Al₂О₃)= 17 г/моль/102 г/моль = 1/6, Э(Al₂О₃)= 1/6 моль, число эквивалентов п_Э(Al₂О₃) = 6 (6Э в 1 моле веществаAl₂О₃).

7.4. Для вычисления эквивалентных масс сложных веществ разных классов можно использовать следующие формулы (при условии полного замещения соответствующих функциональных групп или атомов, ионов, количество которых указано в формуле индексом; в противном случае, в реакциях неполного замещения, следует учитывать количество прореагировавших групп, атомов, ионов):

7.4.1. Эквивалентная масса оксида:

М_Э(окс) = М(окс)/k . п = М(окс.)/п_Э= М(окс). f_Э,

где М(окс) – молярная масса оксида, k– количество атомов какого-либо одного элемента в составе молекулы оксида, n – валентность этого элемента; п_Э — число эквивалентов, п_Э = k . п эквивалентов Э и f_Э — фактор эквивалентности оксида, f_Э = 1/ п_Э.

Например, М_Э(Мп₂О₇) = (55.2 + 16.7)/7.2 = 222/14 = 15,8 г/моль (эквивалентов).

7.4.2. Эквивалентная масса основания:

М_Э(осн)=М(осн)/k(ОН) = М(осн)/п_Э ,

где М(осн.) – молярная масса, k(ОН) – кислотность основания, т.е. количество гидроксидных групп ОН^- в молекуле основания, равное числу эквивалентов п_Эв случае полного замещения групп ОН^-; при неполном замещении, например, при недостатке кислоты, п_Э равно числу прореагировавших ОН^--групп.

Например, М_Э (Са(ОН)₂) = 74/2 = 37 г/моль – в случаеполного замещения обеих групп ОН^-, как в химической реакции: Са(ОН)₂ + 2HCl = СаCl₂ + 2Н₂О.

При замещении однойОН^-–группы М_Э(Са(ОН)₂) = 74/1 = 74 г/моль –

как, например, в реакции: Са(ОН)₂ + HCl = СаОНCl + Н₂О.

7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:

М_Э(кисл) = М(кисл)/k(Н)= М(кисл)/п_Э ,

гдеМ(кисл) – молярная масса, k(Н) – основность кислоты, т.е. количество атомов Н в молекуле кислоты, равное числу эквивалентовп_Э кислоты при полном замещении атомов водорода; в случае их частичного замещения – например, при избытке кислоты – п_Э равно числу прореагировавших атомовН).

Например, М_Э(Н₂SO₄) = 98/2 = 49 г /моль, п_Э = 2Э (эквивалентам) – при полном замещении двух атомов водорода: 2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl.

При недостатке соли (избытке кислоты) возможна реакция замещения только одного атома водорода: NaCl + H₂SO₄ = NaНSO₄ + HCl,

и тогда М_Э(Н₂SO₄) = 98/1 = 98 г /моль, Э(Н₂SO₄) = 1 моль, п_Э= 1Э.

7.4.4. Эквивалентная масса соли:

М_Э (соли) = М(соли)/k . п,

гдеМ(соли) – молярная масса соли,

k– количество атомов металла в молекуле соли, п – валентность металла.

Например, М_Э(Al₂SO₄)₃) = 342/2 . 3 = 57 г /моль.

7.5. Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Достаточно знать состав соединения данного элемента с любым другим, эквивалентная масса (эквивалент) которого известна, поскольку - по закону эквивалентов.

7.6. Объем, занимаемый при данных условиях молярной эквивалентной массой газообразного вещества, т.е. 1 молем его эквивалентов, называется молярным эквивалентным объемом (или кратко - эквивалентным объемом) этого вещества,V_Э (X) = V_М / k . п = V_М /п_Э(X),

где V_М- объем 1 моля любого газапри н.у., равный 22,4 л (л/моль);

k– количество атомов какого-либо одного элемента в молекуле газа X;

n – валентность этого элемента; п_Э(X) — число эквивалентов газа X (для молекулы любого газа, как и для оксидов, п_Э = k . п, эквивалентов (Э).

Например, для газообразных водорода и кислорода: V_Э(Н₂) = 22,4/2 . 1 = 11,2 л, п_Э= 2 эквивалента (Э), Э = ½ моля); V_Э(О₂) = 22,4/2 . 2 = 5,6 л (п_Э =4Э, Э = ¼ моля); для углекислого газа: V_Э(CО₂) = 22,4/4. 1 = 5,6 л/моль (п_Э = 4 Э);для газа ацетилена: V_Э(C₂Н₂) = 22,4/4 . 2 = 2,8 л/моль (п_Э = 8 Э, Э = 1/8 моля).

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

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (давление, температура) содержится равное количество молекул: V₁/ V₂ = п₁/п₂ .

3.1. Закон Авогадро постулировал молекулярный состав газов. Известно только шесть газов атомарного строения в обычных, близких к стандартным, условиях – это благородные (или инертные, т.е. нереакционноспособные в таких условиях) газы, составляющие VIII A- подгруппу Периодической системы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон.

3.2. В законе Авогадро, одном из основных законов идеальных газов и имеющем первостепенное значение для химии, нашел свое объяснение закон объемных отношений (Ж.-Л. Гей-Люссак, 1808): Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых давлении и температуре относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
3.3. Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:

1. Один моль любого газа при одинаковых внешних условиях занимает один и тот же объем, называемый молярным объемом газа, V_М .

При нормальных условиях (273,1 К, 101,3 кПа) V_М = 22,4 л/моль.

2. В 1 моле любогогазообразного вещества содержится одинаковое числомолекул, названноечислом Авогадро, N_A=6,022ּ10²³ моль ^–1.

В дальнейшем было установлено, что число Авогадро является фундаментальной физико-химической постоянной: это число структурных единиц - частиц (атомов, молекул, ионов, радикалов, электронов), составляющих 1 моль любого вещества в любом агрегатном состоянии.

3. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых внешних условиях занимает одинаковый объем: N₁/ N₂ = V₁/ V₂.

N = n .NA

4.Массы равных объемов двух газов при одинаковых внешних условиях относятся друг к другу как их молярные массы: m₁/m₂=M₁/ M₂ .

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа, взятых при одинаковых условиях, называют плотностью первого газа по второму, иначе – относительной плотностью, D₂(1):

D₂(1) = m₁/m₂ .

Поскольку m₁/m₂=M₁/ M₂ , то и М₁/М₂= D₂(1).

Последнее соотношение имеет большое значение, т.к. позволяет определить молярную массу любого газа (М₁) при известной плотности его по отношению к другому газу, умножив ее на молярную массу этого газа:

М₁= М₂ .D₂(1).

Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (М(Н₂) = 2,016 г/моль,) или воздуху (М(возд) = 29 г/моль - это значение считают средней молярной массой воздуха, т.к. воздух является смесью газов):

М₁= 2,016. D_Н(1) или М₁ = 29. D_ВОЗД,(1).
5.- Еще одно очевидное следствие из закона Авогадро: