Стехиометрические законы

1) Закон сохранения массы. Впервые его предложил Ломоносов (1748). Масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе продуктов, образовавшихся в ходе реакции.

2) При изучении тепловых эффектов химических процессов Лавуазье совместно с Лапласом в 1784 году установили термохимический закон. Если при образовании какого-либо химического соединения из простых веществ выделяется (поглощается) определенное количество теплоты, то такое же количество теплоты будет поглощаться (выделяться) при разложении этого соединения на исходные простые вещества. Первый термохимический закон Лавуазье-Лапласа.

3) Закон постоянства состава. Ж.А. Пруст. Состав одних и тех же веществ постоянен и не зависит от способа их получения. Т.е. вещества вступают во взаимодействия в строго определенных количественных соотношениях, зависящих от их природы, а не от того, сколько их поместили в колбу. Но этот закон не является всеобщим. Известен ряд соединений, состав которых действительно зависит от относительного количества исходных реагентов. Их молекулярная формула A _x B _y, где X и Y не обязательно целые числа. Бертоллиды распространены среди сульфидов, карбидов и других неорганических кристаллических соединений. Например, TiO имеет состав от TiO_0,7 до TiO_1,3 , а TiO₂ до <..>. Все остальные соединения называются дальтонидами.

4) Дальтон 1803. Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то масса одного из элементов, приходящаяся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Зная массовый состав соединений можно определить его простейшую формулу. Найти простейшую формулу глицеринов, если известно, что вещество содержит 39,14% С, 8,7% Н и 52,16% O.

5) Закон эквивалентных отношений. Предложили Ритер и Дальтон в начале XIX века. Весовые количества двух элементов, которые реагируют с одним и тем же количеством третьего элемента реагируют друг с другом тем же количеством.

Рассмотрим реакцию образования воды из простых веществ: 2H₂ + O₂ = 2H₂O.

H и O реагируют в массовом отношении 1:8.

Образование метана 2H2 + C = CH4 Массовое соотношение 1:3

Из закона эквивалентных отношений следует, что возможно соединение углерода и кислорода, в котором их массовое соотношение должно быть 3:8. CO2 3:8

Закон имеет также другую формулировку. Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Эквивалент элементов представляет собой такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает такое же количество атомов водорода в химических реакциях. Т.е. единицей измерения эквивалента является моль. В молекуле воды эквивалент кислорода равен 1\2

Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента) M_э – масса одного эквивалента, выраженная в граммах. Иногда эквивалентную массу называют граммэквивалентном. Эквивалентная масса в соляной кислоте равна 35,5 г\моль. Кислорода в воде – 8 г. на моль.

В СuO содержится 20,1% O. Эквивалентная масса кислорода, найденная по воде равна 8г\моль.

Понятие эквивалента можно распространять и на сложные соединения, такие как соли, кислоты, основания. М_э (кислоты) = M \ основность Бред, бред, бред!!! Надеюсь это есть в учебнике… Или хотя бы в Википедии.

Если для отдельных элементов поставить в соответствии величины их атомов и эквивалентных масс, то окажется, что атомная масса либо равна эквивалентной, либо делится на нее нацело. Частное от деления атомной массы на эквивалентную называется валентностью.

Наряду с понятием об эквивалентной массе используют понятие эквивалентного объема. Это объем, который занимает один эквивалент рассматриваемого вещества. Например, при нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л\моль, кислорода – 5,6л\моль.

6) Закон объемных отношений. Изучая характер изменения объема газа с изменением температуры при постоянном давлении Гей-Люссак установил (1802), что все газы при нагревании на один градус (шкала Цельсия) увеличиваются в объеме на 1\273 своего первоначального объема V₀. При нуле градусов. V = V₀ + (1+t\273). Это закон термического расширения газа. Он представляет собой линейную зависимость V от t. V = C*T T=273+t (по кельвину). C – Концентрация. С = V₀\273

Изменение объема данной массы газа при постоянном давлении прямо пропорционально изменению абсолютной температуры.

В этом же году установлен закон объемных отношений. Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг с другом и к объему образующихся газовых продуктов реакций как небольшие целые числа.(постоянная температура и давление

7) Закон Авогадро (1811). Авогадро принял смелое допущение о том, что все вещества образованы частицами, т.е. молекулами, которые могут быть не только одноатомные, но и состоять из двух и более атомов. Современная формулировка закона: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится равное число молекул.

Первое следствие: При одинаковых условиях моль любого газа занимает один и тот же объем, в частности, при нормальных условиях равен 22,4 л. Это молярный объем газа при нормальных условиях. Отношение объема, занимаемого газом и его количеством называется молярным объемом.

Второе следствие закона Авогадро: поскольку в равных объемах газа содержится одинаковое число молекул, то массы двух газов, взятые в одинаковых объемах, должны относиться друг к другу как их молярные массы.

8) Газовые законы. Изменение объемов газов обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объема газа к нормальным условиям используют уравнение, объединяющее газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака

Поиск по сайту: