Legile stoichiometrice de bază ale chimiei
Teoria atomică-moleculară
Stoichiometria este o secțiune a chimiei în care sunt luate în considerare relațiile de masă sau volum între substanțele care reacționează. Importanță deosebită pentru dezvoltarea chimiei a fost stabilirea a trei legi stoichiometrice de bază.
1) Legea conservării masei de substanțe (MV Lomonosov, 1748 - 1756, A. Lavoisier, 1777).
Masa substanțelor care au reacționat este egală cu masa substanțelor obținute ca urmare a reacției.
2) Legea constanței compoziției (JL Proust, 1801).
Fiecare compus pur, indiferent de metoda de preparare a acestuia, are întotdeauna aceeași compoziție.
3) Legea lui Avogadro (A. Avogadro, 1811).
În volume egale de gaze diferite, la aceeași temperatură și presiune, același conținut de molecule este conținut.
O consecință importantă a legii lui Avogadro este afirmația: în condiții identice, cantități egale de gaze diferite ocupă volume egale.
În special, când. condiții normale (STP) - la o temperatură și presiune kPa (1 atm sau 760 mm Hg) - orice gaz a cărui valoare este de 1 mol, ocupă un volum de 22,4 litri. Acest volum se numește volumul molar de gaze la nr.
Stabilirea primelor două legi stoichiometrice a permis atomilor de elemente chimice să li se atribuie o masă strict definită. Masele atomice, exprimate în unități standard de masă (masa atomică absolută), sunt foarte mici, deci este extrem de inconvenient să le aplicăm în practica de zi cu zi. De exemplu, masa unui atom de carbon este:
La fel de mici sunt și masele altor atomi, precum și moleculele (se indică greutatea moleculară absolută), de exemplu, masa moleculei de apă este:
Prin urmare, pentru confort, se introduce conceptul de masă relativă a atomilor și a moleculelor.
Relativ element de masă atomică este raportul dintre masa absolută a unui atom la o porțiune din greutatea absolută a atomului izotopului de carbon este relativ simbolul elementului de greutate atomică unde r - inițiala cuvântului englezesc relativă (relativă).
Masa moleculară relativă MH este raportul dintre masa absolută a moleculei și masa atomului de izotop de carbon. Rețineți că masele relative sunt, prin definiție, cantități fără dimensiuni.
Astfel, o măsură a masei atomice și moleculare relative este aleasă să fie parte a masei atomului de izotop de carbon, numită unitatea de masă atomică (amu):
Masele absolute și relative sunt legate de relații simple:
Pe lângă cantitățile considerate în chimie, o valoare specială - cantitatea de substanță (a se vedea corolarul legii lui Avogadro!) Este de o importanță deosebită.
Cantitatea unei substanțe este determinată de numărul de unități structurale (atomi, molecule, ioni sau alte particule) ale acestei substanțe, de obicei este marcată cu v și exprimată în moli (moli).
Mole este o unitate de cantitate dintr-o substanță care conține cât mai multe unități structurale dintr-o anumită substanță, deoarece există atomi conținute în 12 g de carbon constând doar dintr-un izotop
Pentru confortul calculelor efectuate pe baza reacțiilor chimice și a cantității de reactanți inițiali și de produse de reacție în mol, se introduce conceptul de masă molară a substanței.
Masa molară M a substanței este raportul dintre masa sa și cantitatea substanței:
unde m este masa în grame, v este cantitatea de substanță în mol, M este masa molară în g / mol este o valoare constantă pentru fiecare substanță dată.
Valoarea masei moleculare coincide numeric cu masa moleculară relativă a substanței sau masa atomică relativă a elementului.
Determinarea molii se bazează pe numărul de unități structurale conținute în 12 g de carbon. Sa stabilit că această masă de carbon conține atomi de carbon. În consecință, orice substanță de 1 mol conține unități structurale (atomi, molecule, ioni).
Numărul de particule se numește numărul Avogadro sau constanta Avogadro și este notat cu
Din legea lui Avogadro, rezultă că două volume egale de gaze diferite, în aceleași condiții, cu toate că același număr de molecule au masă diferite: masa de gaz cât de multe ori mai mare decât cea a celeilalte, cât greutatea moleculară relativă a primei este mai mare decât masa moleculară relativă a doua , și anume densitățile de gaz sunt denumite greutatea lor moleculară relativă:
unde p este densitatea gazului sau este greutatea moleculară relativă, este densitatea relativă a unui gaz în altul, i este indicele care indică formula gazului în raport cu care sa determinat determinarea. De exemplu, densitatea relativă a gazului în raport cu hidrogen, - densitatea relativă a gazului de heliu, - densitatea relativă a gazului în aer (în acest caz înseamnă o greutate medie relativă moleculară a amestecului gaz - aer, este 29).
Folosind densitatea relativă, s-au determinat greutățile moleculare relative și s-a rafinat compoziția moleculelor multor substanțe gazoase.
O estimare independentă a masei moleculare M poate fi efectuată utilizând ecuația gazului ideal sau ecuația Clapeyron-Mendeleyev:
unde p este presiunea gazului în sistemul închis, V este volumul sistemului, m este masa gazului, T este temperatura absolută și R este constanta gazului universal.
Pentru mai multe detalii despre ecuația (1.1), vezi §4, observăm acum doar că valoarea constantei R poate fi obținută prin înlocuirea cantităților care caracterizează un mol de gaz în ecuația (1.1):
La luarea deciziilor cu privire la aceste sau alte probleme (în funcție de dimensiunea cantităților pe care trebuie să o opereze) se pot folosi și alte valori numerice
Reprezentarea chimică principal, am discutat mai sus, formată de fapt de secole, începând cu filosofiile antice grecești Leucip, Democrit, Epicur (primele concepte despre atomi și molecule) și în final au fost formulate și adoptate la primul Congres Internațional al Chimiștilor, a avut loc la Karlsruhe ( Germania) în 1860
Sistemul reprezentărilor chimice adoptate la acest congres constituie baza așa-numitei teorii moleculare atomice, ale cărei principale prevederi pot fi formulate după cum urmează:
1. Toate substanțele constau din molecule care se află în mișcare continuă, spontană.
2. Toate moleculele sunt compuse din atomi.
3. Atomii și moleculele sunt în mișcare continuă.
4. Atomii sunt minime, componente suplimentare indivizibile ale moleculelor.
Primele trei afirmații par a fi atât de evidente astăzi încât este greu să ne imaginăm de ce a durat atât de mult să se întâmple aceste păreri. Ultima dispoziție este acum depășită fără speranță.
Astfel, după ce a citit această secțiune, am văzut că până la sfârșitul anilor '60 ai secolului trecut a fost dovedit în mod incontestabil existența atomilor și moleculelor, a fost proiectat teoria atomica-moleculara subtire, care sa bazat pe toate fizicii si chimiei timpului. Ne-am întâlnit până acum doar cu conceptele de bază și cu unele dintre legile fundamentale ale chimiei. Subliniem din nou că teoria moleculară atomică sa bazat pe ideea că atomul este indivizibil. Drept urmare, teoria moleculară atomică nu a explicat o serie de fapte experimentale de la sfârșitul secolului al XIX-lea și începutul secolului al XX-lea. Ei au arătat că atomii sunt divizibili, adică constau în particule mai mici. Mai mult decât atât, doar pe baza teoriei moleculare atomice a fost dificil să se înțeleagă o serie întreagă de rezultate timpurii. De exemplu, fără informații suplimentare despre natura gazului, legea lui Avogadro este dificil de explicat. Prin urmare, legea lui Avogadro și o serie de alte legi și concepte vor fi discutate în continuare atunci când mai familiarizați cu conceptele moderne ale unei molecule, substanță etc.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: