Расчеты по химическим уравнениям
Уравнения химических реакций имеют огромное практическое значение для расчетов, связанных с той или иной реакцией.
Расчёты количеств веществ, участвующих в химических реакциях, называются стехиометрическими.
Стехиометрия - раздел химии, изучающий массовые и объемные отношения между реагентами.
Посмотрим, как можно по уравнениям определить массу и количество веществ, участвующих в реакции. Вспомним, что эти величины связаны между собой уравнением:
Кроме того, в задачах по химическим уравнениям часто используется пропорция.
Рассмотрим примером задачи по химическому уравнению: Вычислить массу оксида железа (II), который образуется при окислении кислородом 11,2 г. железа.
Решение. Составим уравнение химической реакции. По условию задачи железо взаимодействует с кислородом Fe+O2, с образованием оксида железа (II) FeO. Расставим коэффициенты, получим 2Fe+O2→2FeO. Укажем количественные отношения, в которых в данной реакции участвуют исходные вещества и продукты, указанные в задаче, количество вещества по уравнению железа - 2 моль, оксида железа (II) - 2 моль. Найдем количество вещества по условию задачи. Количество вещества железа равно отношению массы железа к его молярной массе. 11,2 г: 56 г/моль = 0,2 моль. Определим искомое в задаче количество вещества. Если из 2 моль железа получается 2 моль оксида железа (II), то из 0,2 моль железа получается х моль оксида железа (II). х = 0,2 · 2: 2 = 0,2. Количество вещества оксида железа (II) равно 0,2 моль. Найдем массу оксида железа (II). Масса оксида железа (II) равна произведению количества вещества оксида железа (II) на молярную массу оксида железа (II). 0,2 моль 72 г/моль = 14,4 г. Ответ: масса оксида железа (II) равна 14,4 г.
Таким образом, алгоритм решения подобной задачи может быть сведен к следующему:
1.записать условие задачи;
2.составить уравнение реакции;
3.указать количественные отношения, в которых в данной реакции участвуют исходные вещества и продукты;
4.определить количество каждого вещества по известной из условия массе;
5.подписать полученные значения количества веществ под уравнением реакции;
6.определить искомое в задаче количество вещества;
7.найти массу необходимого вещества;
8.записать ответ.
Решим еще одну задачу.
Сколько грамм перекиси водорода необходимо разложить, чтобы получить 8 г. кислорода. Дано: масса кислорода 8 г.
Решение. Составим уравнение химической реакции. Перекись водорода разлагается на воду и кислород. Н2О2→ Н2О + О2. Расставим коэффициенты. 2Н2О2→ 2Н2О + О2. Укажем количественные отношения, в которых в данной реакции участвуют исходные вещества и продукты, указанные в задаче, количество вещества по уравнению перекиси водорода - 2 моль, кислорода - 1 моль. Найдем количество вещества по условию задачи. Количество вещества кислорода равно отношению его массы к молярной массе. 8 г: 32 г/моль = 0,25 моль. Определим искомое в задаче количество вещества. Если из 2 моль перекиси водорода получается 1 моль кислорода, то из х моль перекиси водорода получится 0,25 моль кислорода.
х = 2 · 0,25: 1 = 0,5. Количество вещества перекиси водорода равно 0,5 моль. Найдем массу перекиси водорода. Масса перекиси водорода равна произведению его количества вещества на молярную массу. 0,5 моль · 34 г/моль = 17 г. Ответ: масса перекиси водорода равна 17 г.
Таким образом, понятие моля в сочетании с химической реакцией является очень удобным инструментом для расчетов. Благодаря этому сочетанию, можно рассчитать необходимые количества реагентов и продуктов в химических реакциях.
Атомно-молекулярное учение.
Основные понятия химии:
Атом - система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов. Тип атома определяется составом его ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов= нуклоны.
Элемент -совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра,т.е. числом протонов.
Электрон (с греч- янтарь)- элементарная частица,несущая отрицательный заряд.
Изотоп - нуклиды, которые содержат одинаковое число протонов,но разное кол-во нейтронов(отличаются массовыми числами)
Молекула - наименьшая частица вещества, определяемая его свойства.
Ионы - электрически заряженные частицы,образуются при потери или присоединении элетрона.
Радикалы -частицы с неспаренными элементами,если делишь пары пополам,то это радикал.
Простое вещество - состоит из 1 хим элемента.
Аллотропия - способность химических элементов существовать в виде нескольких тел.
Полиморфизм (многообразный) существует в 2 или нескольких структурах и свойств,образуют разную кристаллическую решетку. Кислород=>озон;углерод=>,графит,алмаз.
Изоморфизм - способность сход. по составу веществ образовывать смешанные кристаллы.
Атомная единица массы принято 1/12углерода 12
Относительная молекулярная масса - отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1/12 массы атома изотопа углерода 12.Масса атома или молекулы любого вещества равна произведению относительной массы на атомную единицу массы.
Молль - единица измерения количества вещества в котором содержится такое кол-во структурных, атомов, ионов, радикалов, в 12 гр. Углерода.
Закон сохранения массы -Масса всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.
Закон постоянства состава -Современная формулировка закона: каждое химически чистое вещество с молекулярным строением независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный качественный и количественный состав.
Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов.
Правила составления
В левой части уравнения записывают формулы(формулу) веществ, вступивших в реакцию, соединяя их знаком "плюс". В правой части уравнения записывают формулы(формулу) образовавшихся веществ, также соединенных знаком "плюс". Между частями уравнения ставят стрелку. Затем находят коэффициенты - числа, стоящие перед формулами веществ, чтобы число атомов одинаковых элементов в левой и правой частях уравнения было равным.
Для составления уравнений химических реакций, кроме знания формул реагентов и продуктов реакции, необходимо верно подобрать коэффициенты. Это можно сделать, используя несложные правила:
1. Перед формулой простого вещества можно записывать дробный коэффициент, который показывает количество вещества реагирующих и образующихся веществ.
2. Если в схеме реакции есть формула соли, то вначале уравнивают число ионов, образующих соль.
3. Если участвующие в реакции вещества содержат водород и кислород, то атомы водорода уравнивают в предпоследнюю очередь, а атомы кислорода - в последнюю.
4. Если в схеме реакции имеется несколько формул солей, то необходимо начинать уравнивание с ионов, входящих в состав соли, содержащей большее их число.
Расчеты по химическим уравнениям
Памятка для расчета по химическим уравнениям
Для того, чтобы решить расчетную задачу по химии, можно воспользоваться следующим алгоритмом – сделать пять шагов:
1. Составить уравнение химической реакции.
2. Над формулами веществ записать известные и неизвестные величины с соответствующими единицами измерения (только для чистых веществ, без примесей). Если по условию задачи в реакцию вступают вещества, содержащие примеси, то сначала нужно определить содержание чистого вещества.
3. Под формулами веществ с известными и неизвестными записать соответствующие значения этих величин, найденные по уравнению реакций.
4. Составить и решить пропорцию.
5. Записать ответ.
Соотношение некоторых физико-химических величин и их единиц
Масса (m) : г; кг; мг
Кол-во в-ва (n) : моль; кмоль; ммоль
Молярная масса (M): г/моль; кг/кмоль; мг/ммоль
Объём (V) : л; м 3 /кмоль; мл
Молярный объём(V m) : л/моль; м 3 /кмоль; мл/ммоль
Число частиц (N): 6 10 23 (число Авагадро – N A); 6 10 26 ; 6 10 20
Задача 121.
Смешано 7,3г НСI с 4,0г NH
3 . Сколько граммов NH
4 С1 образуется? Найти массу оставшегося после реакции газа.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Молекулярные массы HCl, NH 3 и NH 4 Cl соответственно равны 36,453, 17 и 53,453. Следовательно, их мольные массы составляют 36,453; 17; 53,453г/моль. Согласно уравнению реакции 1 моль HCl реагирует с 1 моль NH 3 , образуя 1 моль NH4Cl. Находим, какое вещество взято в недостатке:
В недостатке взято 0,2 моля HCl, значит, расчёт массы, образовавшейся соли NH 4 Cl, производим по количеству соляной кислоты:
m(NH 4 Cl) = 0,2 . 53,453 = 10,69г.
Затем рассчитаем массу NH3, вступившего в реакцию с HCl:
m(NH 3) = 0,2. 17 = 3,4г.
Ответ: 10,69г NH 4 Cl; 3,4г NH 3 .
Задача 122.
Какой объем воздуха потребуется для сжигания 1м 3 газа, имеющего следующий состав по объему: 50% Н 2 , 35% СН 4 , 8% СО, 2% С 2 Н 4 и 5% негорючих примесей. Объемное содержание кислорода в воздухе равно 21%.
Решение:
Рассчитаем объём кислорода, необходимый для сжигания газов.
а) Уравнение реакции сгорания водорода:
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О
Находим объём водорода, содержащегося в 1м 3 газа из пропорции:
Согласно уравнению реакции на сжигание 2 молей Н 2 расходуется 1 моль О 2 т. е. на сжигание 44,8л водорода требуется 22,4л кислорода.
б) Уравнение реакции сгорания метана:
СН 4 + О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
Находим объём метана, содержащегося в 1м 3 газа из пропорции:
Согласно уравнению реакции на сжигание 1 моль СН 4 расходуется 2 моля О 2 т. е. на сжигание 22,4л метана требуется 44,8л кислорода.
Находим объём расходуемого кислорода из пропорции:
в) Уравнение реакции горения угарного газа:
2CO + O 2 = 2CO 2
Находим объём угарного газа, содержащегося в 1м 3 газа из пропорции:
Согласно уравнению реакции на сжигание 2 молей СО расходуется 1 моль О 2 т. е. на сжигание 44,8л угарного газа требуется 22,4л кислорода.
Находим объём расходуемого кислорода из пропорции:
г) Уравнение реакции горения этилена:
C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O
Согласно уравнению реакции на сжигание 1 моль С 2 Н 4 расходуется 3 моль О 2 , т.е. затрачивается в три раз больший объём кислорода, чем этилена.
Кислорода для сжигания этилена требуется в три раза больше по объёму, чем этилена, а именно 60л (20 . 3 = 60).
Теперь находим общий объём кислорода, затраченный на сжигание 1м 3 газа:
V(O 2) = 250 + 700 + 40 + 60 = 1050 л.
Рассчитаем объём воздуха, содержащий 1050 л кислорода из пропорции
Ответ:
5м 3
Задача 123.
При пропускании водяного пара над раскаленным углем получается водяной газ, состоящий из равных объемов СО и Н 2 . Какой объем водяного газа (условия нормальные) может быть получен из 3,0 кг угля?
Решение:
C(к) + H 2 О(г) = СО(г) + Н 2 (г)
Согласно уравнению реакции из одного моля угля и одного моля воды образуется «водяной газ», состоящий из одного моля угарного газа и одного моля водорода. Мольная масса углерода равна 12 кг/кмоль; 1 кмолоь «водяного газа» занимает объём 44,8м 3 .
Рассчитаем объём водяного газа, образуемого из 3кг угля из пропорции:
Ответ: 11,2м 3 .
Задача 124.
Карбонат кальция разлагается при нагревании на СаО и СО 2 . Какая масса природного известняка, содержащего 90% (масс.) СаСО 3 , потребуется для получения 7,0т негашеной извести?
Решение:
Уравнение протекающей реакции:
СаСO 3 CaO + CO 2
Молекулярные массы СаСО 3 и СаО соответственно равны 100 и 56, следовательно, их мольные массы составляют 100 и 56г/моль. Согласно уравнению реакции 1 моль СаСО 3 образует 1 моль СаО. Находим теоретический выход негашёной извести из пропорции:
Находим массу природного известняка из пропорции:
Ответ: 13,9т.
Задача 125.
К раствору, содержащему 6,8г АIСl 3 , прилили раствор, содержащий 5,0г КОН. Найти массу образовавшегося осадка.
Решение:
Уравнение протекающей реакции:
АIСl 3 + 3КОН = Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 O
Мольные массы АlCl 3 , KOH и Al(OH)3 соответственно равны 133,34; 56 и 78 г/моль. Рассчитаем количество реагирующих веществ по формуле:
Где n
Отсюда
Согласно уравнению реакции 1 моль AlCl 3 реагирует с 3 моль КОН с образованием 1 моль Al(OH) 3 , т.е. КОН должно 0,15 моль (0,05 . 3 = 0,15), чем взято по условию задачи (0,09 моль). Таким образом, КОН взят в недостатке, поэтому расчёт массы Al(OH) 3 проводим по КОН, получим:
Ответ: 2,3г
Задача 126.
Через раствор, содержащий 7,4г гидроксида кальция, пропустили 3,36л диоксида углерода, взятого при нормальных условиях. Найти массу вещества, образовавшегося в результате реакции.
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O
Молекулярные массы Са(ОН)2 и СаСО 3 соответственно равны 74 и 100, следовательно, их мольные массы составляют 74 и 100г/моль. Согласно уравнению реакции из 1 моль Са(ОН) 2 и 1 моль СО 2 образуется 1 моль СаСО 3 . Рассчитаем количество реагирующих веществ по формуле
Где n - количество вещества, моль; m(B) – масса вещества, г; M(B) – мольная масса, г/моль.
Следовательно, СО 2 взят в избытке и поэтому расчёт массы образовавшегося СаСО 3 будем проводить по Са(ОН) 2 .
m(CaCO 3) = n(CaCO 3) . M(CaCO 3) = 0,1 . 100 = 10г.
Ответ: 10г
3Сu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Мольные массы Cu и Cu(NO 3) 2 соответственно равны 63,55 и 187,55г/моль. Согласно уравнению реакции из 3 моль Cu образуется 3 моль Cu(NO 3) 2 . Рассчитаем массу Cu(NO 3) 2 , образующуюся при растворении 10г меди в азотной кислоте:
Находим мольную массу кристаллогидрата нитрата меди:
M[(Cu(NO 3) 2) . 3H2O] = 187,55 + (3 . 18) = 214,55г/моль.
Рассчитаем массу образовавшегося кристаллогидрата меди:
Ответ : 38г
Задача 128.
При обработке раствором гидроксида натрия 3,90г смеси алюминия с его оксидом выделялось 840 мл газа, измеренного при нормальных условиях. Определить процентный состав (по массе) исходной смеси.
Решение:
Уравнения протекающих реакций:
Следовательно, водород образуется при растворении алюминия в растворе щёлочи Согласно уравнению реакции из 2 моль Al (2 . 27 = 54г) образуется 3 моль Н 2 или 67,2л (3 . 22,4 = 67,2). Рассчитаем массу алюминия в смеси из пропорции:
Теперь находим процентное содержание алюминия в смеси по формуле:
Где(B) - массовая доля вещества (В) в процентах, %; m(B) - масса вещества (В) в смеси, г; m(смеси) - масса смеси веществ, г.
Ответ: 17,3%.
Задача 129.
5,10г порошка частично окисленного магния обработали соляной кислотой. При этом выделилось 3,74л Н 2 , измеренного при нормальных условиях. Сколько процентов магния (по массе) содержалось в образце?
Решение:
Уравнение протекающей реакции:
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
Мольная масса Mg равна 24,312г/моль, мольный объём газа равен 22,4л/моль. Согласно уравнению реакции 1 моль магния выделяет 1 моль водорода. Рассчитаем массу магния, которая растворилась в кислоте из пропорции:
Процентный состав магния в образце определяем из пропорции:
Задание. Сколько литров кислорода (н. у.) вступит в реакцию при сгорании 4,8 г магния?
Периодический закон (ПЗ) и периодическая система (ПС)
элементов Д. И. Менделеева
Открытие ПЗ и построение ПС явились вершиной развития химии в 19 в (1869 г). Д.И. Менделеев расположил все известные в то время элементы (63) в порядке возрастания их атомных масс и при этом обнаружил связь свойств химических элементов с их атомными массами, которая заключалась в том, что через определенные интервалы свойства элементов повторялись. Д. И. Менделеев сформулировал периодический закон так: Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов.
Несмотря на всю огромную значимость такого вывода, ПЗ и ПС представляли лишь гениальное эмпирическое (экспериментальное) обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Причина этого в том, что в 19 в совершенно отсутствовали представления о сложности строения атома.
Чаще используют три варианта ПС:
1. Короткопериодный;
2. Полудлинный (все элементы 4-го и 5-го периодов вытянуты в одну линию по 18 элементов;
3. Длиннопериодный (в одну линию вытянуты все s, p, d и f элементы.
Короткаяформа ПС состоит из 7 периодов и 8 групп.
Период – это горизонтальный ряд, который начинается щелочным металлом (кроме первого периода) и заканчивается инертным элементом (кроме седьмого периода).
Первый, второй и третий периоды состоят из одного ряда и называются малыми. Четвертый, пятый и шестой периоды состоят из двух рядов и называются большими. Всего в периодической системе 10 рядов. Верхний ряд - четный, нижний - нечетный. Четные ряды содержат только металлы и свойства элементов слева направо меняются мало. Четный ряд большого периода заканчивается тремя сходными между собой по свойствам элементами: триадами. Нечетные ряды содержат металлы и неметаллы, в них слева направо идет постепенный переход от металлических свойств к неметаллическим.
В шестом периоде послелантана La (№ 57) расположены 14 элементов со сходными свойствами(№ 58 - 71): лантаноиды. Все они реакционноспособные металлы, реагируют с водой, у них сильно выражена горизонтальная аналогия.
В седьмом периоде после актиния Ас (№89) аналогично расположены14 элементов (№90 - 103), подобных актинию: актиноиды. Ядра их атомов крайне неустойчивы, то есть являются радиоактивными.
Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной.
Подгруппы, в которые входят элементы малых и больших периодов, называются главными (А). Подгруппы, в которые входят элементы только больших периодов, называются побочными (В). Подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.
Для элементов одной группы характерны следующие закономерности:
1. Все элементы, кроме благородных газов, образуют кислородные соединения.
2. Высшая валентность и высшая положительная степень окисления обычно соответствует номеру группы. Исключения: 1) в 8-й группе только у рутения Ru и Os валентность равна VIII; Cu +1 , Cu +2 ; O –2 ; F –1 .
3. Элементы главной подгруппы с IV по VIII группы образуют летучие соединения с водородом. Валентность их в этих соединениях равна разности между числом 8 и номером группы. Например, N находится в V-й группе и его валентность равна 8 – 5 = 3 в соединении NH 3 .
Строение атома
В XIX в. считали, что атом – неделимая частица, которая не изменяется при химических реакциях. В концеХIХ- начале XX вв. были открыты рентгеновское излучение (немецким ученым К. Рентгеном, 1895 г), радиоактивность (французским ученым А. Беккерелем, 1896), электрон (английским ученым Дж. Томсоном, 1897 г.). Масса m(е)=9,109×10 –28 г и отрицательный заряд q(e)=1,602×10 –19 Кл. Величина заряда электрона принята за единицу элементарного электрического заряда.
В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой положительный заряд равномерно распределен по объему атома и нейтрализован вкрапленными в него электронами. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил планетарную модель строения атома. По этой теории в центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого движутся электроны. Совокупность электронов в атоме называется его электронной оболочкой. В 1913 г. Английский ученый Д. Мозли обнаружил, что величина положительного заряда ядра атома равна порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Атом электронейтрален, следовательно, число электронов в электронной оболочке атома равно заряду ядра Z или порядковому номеру элемента в периодической системе .
В 1932 г. советские ученые Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапон и, независимо от ниx, немецкий ученый В. Гейзенберг создали протонно-нейтронную теорию строения ядра
. Протон
р - это частица с массой, равной 1 а. е. м.
(1,66 ×10 –24 г), и зарядом + 1. Нейтрон
n – это электронейтральная частица массой, близкой к массе протона. Протоны и нейтроны называют нуклонами.
Заряд ядра атома определяется числом протонов. Следовательно, число протонов в ядре атома также равно порядковому номеру элемента в периодической системе . Общее число протонов и нейтронов называется массовым числом (А). Оно равно округленному до целого числа значению относительной атомной массы.
Задание. Какой заряд ядра и сколько электронов, протонов, нейтронов в атоме цинка?
Z=+30, p=30, e=30, n = 65–30 = 35.
Изотопы
Разновидности атомов одного элемента, обладающие одинаковыми зарядами ядер, но разными массовыми числами (одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов), называются изотопами. Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы.
Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака) и обозначается символом соответствующего элемента. Например, элемент водород имеет три изотопа. Н – протий (1 р); D ( Н) - дейтерий (1р, 1 n); T ( Н) - тритий (1 р, 2 n).
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (ŋ) называют отношение реальной массы продукта (m практическая) к теоретически возможной (m т еоретическая), выраженное в долях единицы или в процентах:
ŋ= (m практическая / m теоретическая) 100%.
Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).
Пример 1 . Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида меди водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?
Решение: 1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции:
CuO + H2 = Cu + H2O
80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu
2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:
6,4 г –– 100% выход (теоретический)
Х г –– 82%
X = (8 82) / 100 = 5,25 г
Пример 2. Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO 3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла.
Решение 1) Определим массу (г) WO 3 в 33,14 г концентрата руды:
ω(WO 3)= 1,0 - 0,3 = 0,7
m(WO 3) = ω(WO 3) m руды = 0,7 33,14 = 23,2 г
2) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO 3 порошком алюминия:
WO 3 + 2Al = Al 2 O 3 + W.
При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO 3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO 3 –– Х г W
X = (23,2 187) / 232 = 18,7 г W
3) Рассчитаем практический выход вольфрама:
18,7 г W –– 100%
12,72 г W –– Y%
Y = (12,72 100) / 18,7 = 68%.
Пример 3 . Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при сливании растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?
Решение . Уравнение реакции:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.
Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.
1). Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.
Обозначим количество г Na 2 SO 4 –– X.
208 г (1моль) BaCl 2 реагирует с 132 г (1 моль) Na 2 SO 4 ; 20,8 г –– с Х г
X = (20,8 132) / 208 = 13,2 г Na 2 SO 4 .
Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl 2 затратится 13,2 г Na 2 SO 4 , а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке, и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl 2 , взятому в недостатке.
2). Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO 4 . 208 г (1 моль) BaCl 2 образует 233 г (1 моль) BaSO 4 ; 20,8 г –– Y г
Y = (233 20,8) / 208 = 23,3 г.
Закон постоянства состава
Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).
Все индивидуальные химические вещества молекулярного строения имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.
Из закона постоянства состава следует, что химические элементы соединяются в определенных количественных соотношениях.
Например, углерод с кислородом образует соединения с различным массовым соотношением элементов углерода и кислорода. СО С: О = 3: 4 СО2 С: О = 3: 8 Ни в каких других отношениях углерод с кислородом не соединяются. Это значит, что соединения СО и СО2 имеют постоянный состав, который определяется степенями окисления валентности углерода в соединениях. Валентность каждого элемента имеет определенные значения (их может быть несколько, переменная валентность), поэтому и состав соединений является определенным.
Все вышесказанное относится к веществам молекулярного строения. Так как молекулы имеют определенную химическую формулу (состав), то образуемое ими вещество имеет постоянный состав (совпадающий, очевидно, с составом каждой молекулы). Исключением являются полимеры (состоящие из молекул разной длины).
Сложнее обстоит дело с веществами немолекулярного строения. Речь идет о веществах в конденсированном (твердом и жидком состояниях). Т.к. NaCl – ионное соединение в твердом состоянии (чередование Na+ и Cl–) в газообразном – представляет собой отдельные молекулы NaCl. В капле жидкости или в кристаллике нельзя выделить отдельные молекулы. Например FeO
Fe 2+ O 2– Fe 2+ O 2– и т.д. идеальный кристалл
Закон постоянства состава требует, чтобы число ионов Fe2+ точно равнялось числу ионов O2–. А эти числа даже для очень маленьких кристалликов огромны (кубик, ребро 0,001 мм это – 5 × 1011). Для реального кристалла это невозможно. В реальном кристалле неизбежны нарушения регулярности. Оксид железа (II) может содержать измененное количество кислорода в зависимости от условий получения. Реальный состав оксида выражается формулой Fe1 – хO, где 0,16 ³ х ³ 0,04. Это бертоллид, соединение переменного состава в отличие от дальтонидов с х = 0. При нестехиометрическом составе ионного соединения обеспечивается электронейтральность. Вместо отсутствующего иона Fe 2+ присутствуют Fe 3+
В атомном (не ионном) веществе, некоторые атомы могут отсутствовать, а некоторые замещать друг друга. Такие соединения также относят к дальтонидам. Формула интерметаллического соединения меди с цинком, которое является составной частью латуни, существующего в интервале составов 40 – 55 ат % Zn можно записать так: (Cu0,.9 – 1,0Zn0,1 – 0)(Cu0 –,0,2Zn0 – 0,8) атомы меди могут замещаться атомами цинка и наоборот.
Закон постоянства состава, таким образом, строго выполняется для веществ молекулярного строения (исключения – высокомолекулярные) и имеет ограниченное применение для немолекулярных веществ.
Массовая доля элемента ω(Э)– это доля одного элемента в общей массе вещества. Вычисляется в процентах или в долях. Обозначают греческой буквой ω (омега). ω показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества:
ω(Э) = (n Ar(Э)) / Mr
где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.
Зная количественный элементный состав соединения, можно установить его простейшую молекулярную формулу. Для установления простейшей молекулярной формулы:
1) Обозначают формулу соединения A x B y C z
2) Рассчитывают отношение X: Y: Z через массовые доли элементов:
ω (A) = (х Ar(А)) / Mr(A x B y C z)
ω (B) = (y Ar(B)) / Mr(A x B y C z)
ω (C) = (z Ar(C)) / Mr(A x B y C z)
X = (ω (A) Mr) / Ar(А)
Y = (ω (B) Mr) / Ar(B)
Z = (ω (C) Mr) / Ar(C)
x: y: z = (ω (A) / Ar(А)) : (ω (B) / Ar(B)) : (ω (C) / Ar(C))
3) Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.
4) Записывают формулу соединения.
Закон кратных отношений
(Д.Дальтон, 1803 г.)
Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
N 2 O N 2 O 3 NO 2 (N 2 O 4) N 2 O 5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1: 3: 4: 5.
Закон объемных отношений
(Гей-Люссак, 1808 г.)
"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
Примеры .
a) 2CO + O 2 = 2CO 2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.
б) При синтезе аммиака из элементов:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.
«Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде – 12 (12 С) массой 0,012 кг (точно). При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц». Речь идет не об углероде вообще, а его изотопе 12 С, как и при введении атомной единицы массы. Так как в 12 г углерода 12 С содержится 6,02 × 10 23 атомов, то можно сказать, что моль – это количество вещества, содержащее 6,02 × 10 23 своих структурных элементов (атомов или групп атомов, молекул, групп ионов (Na 2 SO 4), комплексных групп и т.д.). Число N A = 6,02 × 10 23 названо постоянной Авогадро . Молярная масса вещества – это масса одного моля. Ее обычная единица измерения г/моль, обозначение М.
Вспомним, что относительная молекулярная масса (М r) – это отношение массы одной молекулы к массе атомной единицы массы, которая равна 1/N A г.
Пусть относительная молекулярная масса какого-то вещества равна М r . Вычислим его молекулярную массу М.
Масса одной молекулы: m = М r а.е.м. = М r × г
Масса одного моль (N A молекул): М = m N A = М r × = М r . Видим, что численно молярная масса в граммах совпадает с относительной молекулярной массой. Это следствие выбора определенной атомной единицы массы (1/12 массы изотопа углерода 12 С).
