nekrasovI (Б.В. Некрасов - Основы общей химии), страница 7

е. молекулярный вес вещества в газообразном состоянии равен его удвоенной плотности по отношению к водороду. Следовательно, для определения молекулярного веса достаточно знать массу некоторого объема исследуемого вещества в газообразном состоянии н массу такого же объема водорода при тех же условиях.' ууример. Масса иеяоторого объема газообразного хлора оказалась реевой !,5805 г. Масса такого же объема водорода при тех же условиях — 0,0449 г. Нейти молеиуляриый вес хлора.

Плотность хлора по отиошеиюо к водороду будет равна !.5805: 0,0449 35,2. Молехуляриый вес равен удвоенной плотиости, т. е. 2 35,2 или т0,4. р 4 Моте«уллрмые веса Еще в начале текущего столетия (1906 г.) за единицу молекулярных и атомных весов стали принимать '/са массы атома кислорода («кислородную единицу»), что было более удобно, так как при этом атомные веса многих элементов становились близкими к целыи числам. Но атомный вес водорода оказался равным 1,008 и его молекулярный вес — 2,016.

Таким образом, для получения уточненных значений молекулярных весов расчет следовало бы производить по формуле М, = 2,016 Рп (дающей в приведенном выше примере иолекулярный вес хлора равным 70,9). Однако для решения подавляющего большинства практических задач такое уточнение не является необходимым. В настоящее время (с 1962 г.) за единицу молекулярных и атомных весов принимается '/1а массы наиболее распространенной разновидности атом а углерода (т. н.

изотопа "С) . Такая «у г л е р о д и а я е д и н и ц а» создает единую основу для химических и физических расчетов (чего ранее не было). При переходе к этой новой единице атомные веса по-' давляющего большинства элементов практически не изменились. Из закона Авогадро вытекает важное следствие, позволяющее связать весовые количества различных веществ с объемами, занимаемыми ими в газообразном состоянии. Кол и чество вещества в г р а ммах, численно равное его молекулярному весу, называют грамм-молекулой (сокращенно — моль). Подобным же образом определяются грамм-эквивалент и грамм-атом.

Очевидно, что моль одного вещества во столько же раз больше моля другого, во сколько раз молекула первого тяжелее молекулы второго. Отсюда следует, что грамм-молекулярные (и пропорциональные ии) кол и чества всех веществ заключают в себе одинаковое число мол е к ул. Следовательно, если вещества газообразны и находятся при одинаковых внешних условиях (температуре и давлении), то их грамимолекулярные количества должны занимать равные объемы.

Вычислим объем, занимаемый грамм-молекулой газз при так называемых но р и а л ь н ы х условиях (температура 0'С и давление 760 мм рт. ст.). Из опыта известно, например, что масса литра водорода при этих условиях равна 0,0899 г, масса литра кислорода— 1,4290 г, масса литра азота — 1,2505 г. Соответствующие молекулярные веса равны: 2,016; 32,00 и 28,02. Леля грамм-молекулярный вес на массу литра, во всех случаях получаем практически одно и то же число— 22,4. Таким образом, грамм-молекула всякого газа занимает при нормальных условиях объем 22,4 л.

Это число — грамм-молекулярный объем газа — полезно запомнить, так как на его основе можно вычислить массу литра (а следовательно, н какого угодно другого объема) любого газа при нормальных условиях, что избавляет от запоминания отдельных цифровых данных. Пример. Вычислим массу 300 мл хлора при нормальных услоанях. Молекулярный аес хлора равен 70,9. Масса литра 70,9: 27,4 = 3,165 г.

Масса 200 мл хлора: 3,166: 6 0,633 г. Вычисление можно распространить и иа те условия, когда температура и давление отличаются от нормальных. При этом наиболее удобно для расчетов уравнение Клапейрона — Менделеева: Р)т = — РТ М где Р— давление газа; !с — объем газа; пг — масса газа; М вЂ” молекулярный вес газа; !с — газовая постоянная; Т вЂ” абсолютная температура (равная 273+ ! по шкале Цельсия).

й Введение. Атомно-молекулярно ч ггорнч При химических расчетах обычно выражают Р в мм рг. сг., )г — в жл, гп и М вЂ” в г. Так как грамм-молекула газа (гп = М) при нуле градусов (273 сС по абсолютной шкале) и 760 мм рг. сг.

давления занимает обьем 22400 мл, для числового значения постоянной Д получаем: 760 Х 22 400 = 62 360. Таким образом, расчетная форма уравнения принимает вид: Р)с =62360 — Т, что позволяет легко вычислять любую из М входящих в уравнение величин, если известны остальные. з Пример, Какова масса водорода, заключенного в объеме 400 мя при давлении 700 мм рг. сг, н температуре 20'С? Подставляя известные величины в уравнение, посл лучаем 700Х400=62360Х Х 293, откуда гл 0,0309г. 2,016 Подобные вычисления не дают в по л и е правильных результатов, так как газовые законы отображают свойства реальных газов лишь приближенно.

Однако при условиях, не очень отличающихся от нормальных, отклонения настолько малы, что для большинства практических целей точность расчетов достаточна. Дополнения Рве. !!а. Пробор дев овредслевн» мовену. лярвого веса. 9 5. Атомные веса. Определения молекулярных весов открыли возможность надежного установления и а том н ы х весов. Иногда последние можно было определить совсем просто. Зная. например, что моле- 1) Нв основе закона Авогадро возможна определение молекулярных весов не только газов, но и тех жидких и твердых прн обычных условиях веществ, которые могут быть без разложения переведены в пврообразное состояние. Для определения обычно служит прибор, показанный ив в) 1 ' рис.

!.10. Во внешний сосуд А наливают какую-либо жидкость, б имеющую более высокую точку кипения, чем исследуемое веще. ство. Нагревая эту жидкость до кипения, создают высокую температуру ва всем сос>де А. Точка отвешенное количество исследуемого вещества помещают в тонкостенную стекляии>ю ампуяку Б. При вытягивании наружу стеклянной палочки Д ампулкв пал дает в нагретый сосуд и разбивается. Образующийся прн этом пар исследуемого вещества вытесняет в предварительно заполненную водой градуированную трубку Г объем воздуха, равный объ.

ему пара вещества. Зная этот объем (приведенный к нормальб иым условиям) и взятую иавеску исследуемого вещества, легко вычислить его птотиость пара и молекулярный вес (в парооб. разном состоянии). Если сосуд Б сделать не из стекла, в нз какого-.снбо тугоплавкаго материала и внешний сосуд А заменить электрической печью, то этот способ можно применять прн температурах до 1600 'С.

2) Для 1 мм рг. сг. в качестве единицы давления иногда применяется название гор. При метеорологических наблюдениях давление обычно выражают в м и л л и ба р в х (мблр), представ. ляющих собой тысячные доли единицы давления блр, практически равной 750 мм рг. сг.

Рекомендуемая с 1963 г. в качестве предпочтительной международная система единиц (СИ) за основную единицу давления принимает 1 ньютон ив ! квадратный метр, н(ме (единица силы — н ь юг а н — определяется кдк сила, сообщающая телу с массой ! кг ускорение 1 м сект). По вбсачютнай величине 1 нсме = 0,01 мбпр. б 5. Атомные веса кулярный вес хлора равен 70,9 и молекула его состоит из двух атомов, сразу находим атомный вес хлора — 35,45. В более общем случае вопрос решали, исходя из эквивалентных весов элемента и молекулярных весов его летучих соединений (Канниццаро, 1850 г.).

Например, для углерода было известно два различных эквивалента, а именно 3 и 6. Очевидно, что атомный вес углерода должен или совпадать с наименьшим значением его эквивалентного веса или быть кратным последнему, т. е. Мог равняться 3, 6, 9, 12, 18 и т. д. Выбор истинного числа делался на основании закона Авогадро. Так как в молекуле любого углеродного соединения пе может содержаться меньше одного атома углерода, наименьшая доля этого элемента в молекулярном весе и должна соответствовать его атомному весу. Нужно было, следовательно, определить молекулярные веса различных летучих углеродных соединений, вычислить по их процентному составу в каждом сл>чае долю углерода н выбрать нз всех полученных чисел наименьшее.

Такие определения давали число ! 2. Поэтому атомный вес утлерода и следовало принять равным двенадцати. Ниже в качестве примера приведены расчетные данные для метана, эфира, спирта и двуокиси углерода. Деу «ись углерода 44 Спирт Метан Эфир Молекулярный вес Процентное содержание углерода Доля углероди в модекуяярном весе 75,0 27,3 45 !2 24 12 Для определения атомных весов элементов, не образующих летучих соединений (гтавным образом, металлов), можно было использовать найденное опытным путем правило атомных теплое м костей: теплоемкость грамм-атома элемента в твердом состоянии, т. е.

произведение атомного веса этого элемента на его удельную теплоемкость, есть при обычных >словиях приблизительно постоянная величина — в среднем 6,2 (под удельной теплоемкостью понимается количество тепла, необходимое дети нагревания ! г данного вещества на один градус)'. Это правило начали применять для установления атомных весов около 1850 г.

Например, для меди были известны два эквивалентных веса — 31,8 и 63,6. Атомный вес меди должен равняться пли наименьшему из них, или какому-либо кратному, т. е. мог быть равен 31,8 или 63,6, или 95,4 и т. д, Из опыта было известно, что удельная теплоемкость меди при обычных температурах равна 0,093 кал/г." Деля среднее значение атомной теплоемкости на удельную теплоемкость, получаем 6,2; 0,093 = = 67, т, е. величину, близкую ко второму из возможных значений атомного веса меди.

Следовательно, это второе значение н является правильным. Установление общепринятых атомных весов имело громадное значение для развития химии, так как дало возможность систематизировать н обобщить все накопившиеся сведения о свойствах элементов. Работа в этом направлении была предпринята Д. И. Менделеевым и увенчалась около 1870 г. блестящим успехом.

* Калорией (кад) называется количество тепла, необходимое ддя того, чтобы нагреть ив одни градус (от 19,5 до 20,5'С) одни грамм воды, кнлоквлорией (ккал)— одни килограмм. В системе едннни СИ основной международной еднннпей работы. энергии и количества теплоты является джоуль (дм), эквивалентный 0,239 каа. Сзе. довятельио, одна квпорня равна 4,157 джоуля, а одна кипоквлорня — 4,157 кидоджоуля (кдж). й Введение.

Атомно-молекулярная теория Менделеев исходил из представления, что наиболее существенным свойством атома является его масса, величина которой и должна служить основой для химической систематики элементов. Расположив элементы в порндке возрастания их атомных весов, он обнаружил пер и одич ность изменения химических свойств: оказалось, что для каждого элемента через некоторое число других имеется подобный ему элемент.