В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии, страница 6

Другая схема кмко, нэ + СОз. показывает, что этилбензол окисляется перманганатом калия в кислой среде до бензойной кислоты и углекислого газа, а во что при этом превращается перманга- нат, не важно. й 1.4. СТЕХИОМЕТРИЯ. РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ И УРАВНЕНИЯМ Стехиометрия — это раздел химии, посвященный расчетам по химическим формулам и уравнениям. Фактически, все стехиометрические соотношения представляют собой отношения прямой пропорциональности. Опишем кратко технику выполнения стехиометрических расчетов и приведем необходимые для этого формулы.

В основе всех расчетов — понятия абсолютной и относительной массы атомов и молекул и количества вещества. Массы измеряют в атомных единицах массы (а.е.м.). Одна атомная единица массы равна 1/12 массы атома жС: 1 а.е.м. = — т(ыС) = 1,65057. 1О зг кг. Г2 — это, по сути, одно и то же уравнение, описывающее горение водорода в кислороде. Сами по себе отдельно взятые стехиометрические коэффициенты ничего не выражают, смысл имеет только их отношение (см. $1.4).

При необходимости в уравнении реакции указывают агрегатные состояния участников. В качестве реагентов или продуктов могут выступать и элементарные частицы, например электроны в реакциях ионизации: Э Ду, Стехиометрия. Расчеты по химическим формулам и уравнения.и 27 Относительная атомная масса элемента А, — безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1 а.е.м.

т(атома) 1 а.е.м. (1.4а) Средняя масса атома рассчитывается с учетом распространенности изотопов эле- мента в земной коре. Например, хлор имеет два природных изотопа: ззС) (75,8%) и згС! (24,2%). Относительная атомная масса хлора равна: !) + 0 242т( С!) — 85 45 1 а.е.м. (1.4б) Относительная молекулярная масса М, — безразмерная величина, равная отношению массы молекулы к 1 а.е.м. т(молекулы) 1 а.е.м (1. 5) Относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс атомов, входящих в состав молекулы. Единицей измерения количества вещества (обозначается и) служит моль.

Один моль вещества содержит 6,02214 10~э частиц этого вещества. Это число называют числом Авогадро. Его определяют как число атомов углерода, которое содержится в !2 г (точно) нуклида мС. Физическую величину Жд = 6,02214.10~э моль ' называют постоянной Авогадро. Отношение массы вещества к его количеству называют малярной массой (обозначается М): (1.6) Малярная масса равна массе одного моля вещества. Численные значения малярной массы М, выраженной в г/моль, и относительной молекулярной массы М, равны: М (г/моль) = М,.

Количество вещества и (в молях) можно найти по формуле (1.7а) где Р— любое экстенсивное свойство (масса т, объем )7, число частиц Л!, заряд я и т. д.), р — малярное свойство, например: (1.7б) где )7 — малярный объем, Р= 96500 Кл/моль — постоянная Фарадея, равная заряду одного моля электронов. Все расчеты по химическим формулам и уравнениям реакций удобно проводить в молях. Например, брутто-формула вещества выражает наименьшее несократимое отношение числа атомов разных элементов в молекуле или в формульной единице. 28 Гл. А Основные понятия и законы химии т(А) т(В) т(С) ы(А) ы(В) ы(С) М(А) М(В) М(С) М(А) М(В) М(С) ' где М вЂ” молярная масса элемента, аз — его массовая доля.

Выражение (1.8) лежит в основе элементного анализа веществ. Рассмотрим, какую информацию можно извлечь из химических уравнений. Пусть уравнение реакции имеет вид т,Аз = ~ т1Вп где А; — формулы реагентов, В; — формулы продуктов, знз — (стехиометриче- ские) коэффициенты. Тогда из соотношений пропорциональности следует, что чи- сло участвующих в реакции молекул М, отнесенное к соответствующему коэффи- циенту, одинаково для всех веществ, т.е. для любых 1 и 7': Ф(А,) У(В,) (1.9а) ю у! Используя (1.7б), это же соотношение можно записать через количества веществ в молях: п(А;) п(В,) У, Уз (1.9б) и представить в виде и, пз уЗ (1.10) выражающем суть основного закона химической стехиометрии: 1 Отношение количеств реагирующих веществ (в молях) равно отношению соответствующих коэффициентов в уравнении реакции.

Например, для реакции растворения меди в разбавленной азотной кислоте ЗСп + 8НХОз = ЗСц()к)Оз)з + 2)к)0 + 4НзО количества прореагировавших веществ относятся как: п(Сц): п(НМОз): п(Сц()к)Оз)з): п()к)О): п(НзО) = 3; 8; 3; 2: 4. Таким образом, зная массу одного из участников реакции, можно найти его количество вещества по формуле и = т/М, затем по основному закону стехиометрии найти количества остальных веществ и их массы (т = и М). Если в реакции участвуют газы, то их объем также можно рассчитать по уравнению реакции через количество вещества.

Это отношение можно записать и через количества элементов в молях. Пусть брутто- формула вещества — А„ВзС„тогда отношение индексов х; у: г можно выразить через массы или массовые доли элементов в образце вещества: 9 А4. Стехиометрия. Расчеты па химическим формулам и уравнениям 29 Общая схема расчетов масс или объемов продуктов через массы или объемы исходных веществ выглядит следующим образом: Исходное вещество (реагент) Продукт масса т2 ! т2 = п2М2 количество п2 вещества ! г2 = п2Кп объем 'г"г масса уравнение реакции количество п~ вещества объем )А йп(А;) Нп(В;) (1.11) Фактически, химическая переменная описывает степень протекания реакции: в начале реакции она равна О, а по мере протекания реакции монотонно увеличивается до максимального значения, которое соответствует полному превращению реагентов в продукты.

Состав реакционной смеси можно рассчитать в любой момент времени, зная начальные количества вещесгв по н значение хнмнческон переменной. По ходу реакции количества реагентов убывают, а продуктов — увеличиваются: п(А;) = по(А ) — т (, (1.12а) п(В;) = по(В;) + ч,с. (1.126) Выражения (1.12) можно записать в едином виде, если воспользоваться следующей формой записи уравнения химической реакции: 2 иХ;=О. Здесь положительные коэффициенты соответствуют продуктам, а отрицательные— реагентам.

Количества веществ Х; выражаются через химическую переменную следующим образом: п(Х,) = по(Х;) + т;4. (1.13) Если даны массы нескольких реагентов, то расчет масс остальных веществ ведут по тому из веществ, которое находится в недостатке, т.е. первым заканчивается в реакции. Количества веществ, которые точно соответствуют уравнению реакции, т.е. без избытка или недостатка, называют стехиометрическими количествами. Поскольку количества всех веществ, участвующих в реакции, связаны друг с другом соотношением (1.10), состав реакционной смеси можно выразить через одну-единственную переменную — ее называют химической переменной.

Она определяется через бесконечно малые приращения количеств веществ, нормированные на стехиометрические коэффициенты: 30 «л.!. Основные понятия и законы химии я1.5. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Многие свойства известных химических элементов изменяются периодически при увеличении атомного номера. Эта периодичность была подмечена химиками еще в первой четверти Х1Х-го века, однако только выдающему русскому химику Д.И. Менделееву (1834 — 1907) удалось понять, что за эмпирическими закономерностями стоит общий закон Природы.

В 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал периодический закон в виде следующих основных положений: !) элементы, расположенные по величине атомного веса, представляют явственную периодичность свойств; 2) должно ожидать открытия еще многих неизвестных простых тел, например, сходных с А! и 5! элементов с атомным весом 65-75; 3) величина атомного веса элемента иногда может быть исправлена, зная его аналогии; 4) некоторые аналогии элементов открываются по величине веса их атомов.

Первое положение было известно еще до Менделеева, однако именно Менделеев придал ему характер всеобщего закона, предсказав на его основе существование еще не открытых элементов, изменив атомные веса ряда элементов и расположив некоторые элементы в таблице вопреки их атомным весам, но в полном соответствии с их свойствами (главным образом, валентностью). Положения 2) — 4) открыты только Менделеевым и являются логическими следствиями из периодического закона. Правильность этих следствий, подтвержденная многими опытами в течение последующих двух десятилетий, позволила говорить о периодическом законе как о строгом законе природы.

Используя эти положения, Д. И. Менделеев составил свой вариант периодической системы элементов. Первый черновой набросок новой таблицы элементов появился 17 февраля (1 марта по новому стилю) 1869 г., а типографский вариант таблицы был опубликован 1 марта в небольшой заметке под названием «Опыт системы элементов, основанный на их атомном весе и химическом сходстве» (рнс. 1.8). 6 марта 1869 г. официальное сообщение об открытии Д.

И. Менделеева сделал профессор Н. А. Меншуткин на заседании Русского химического общества. Весьма поучителен процесс открытия периодического закона. Сам Д. И. Менделеев рассказывал об этом так: «Невольно зародилась мысль о том, что между массой и химическими свойствами необходимо должна быть связь. А так как масса вещества, хотя и не абсолютная, а лишь относительная, выражается окончательно в виде весов атомов, то надо искать функциональное соответствие между индивидуальными свойствами элементов и их атомными весами.

Искать же что-либо, хотя бы грибы или какую-нибудь зависимость, нельзя иначе, как смотря и пробуя. Вот я и стал подбирать, написав на отдельных карточках элементы с их атомными весами и коренными свойствами, сходные элементы и близкие атомные веса, что быстро и привело к тому заключению, что свойства элементов стоят в периодической зависимости от их атомного веса, причем, сомневаясь во многих неясностях, я ни минуты не сомневался в общности сделанного вывода, так как случайность допустить было невозможно». В последующие два года Д.И. Менделеев значительно усовершенствовал систему элементов. В 1871 г.

вышло первое издание учебника Д. И. Менделеева «Основы химии», в котором приведена периодическая система в почти современном виде, с группами и периодами, Э Л5. Периодическая система химических элементов 31 Менделеев не только постулировал периодический закон, но и предсказал на его основе существование нескольких новых элементов.