Химическое уравнение

запись химической реакции с по¬

мощью формул реагентов и продуктов с указанием их отно¬

сительных количеств (в молях). Числа перед химическими

формулами, которые указывают относительные количества

веществ, называются стехиометрическими коэффициентами.

В химическом уравнении число атомов каждого элемента в

левой и правой частях одинаково.

В таблице 1.2 приведены основные типы химических ре¬

акций и некоторые примеры химических уравнений.

	Таблица 1.2. Типы химических реакций
Реакция	Общая схема	Примеры реакций,	Примеры
		протекающих без	окислительно-
		изменения степени	восстановительных
Соединение	А + В = АВ	окисления элементов	реакций
		СаО + СОг ~ СаСОз	2Н2 ♦ 02 = 2Н30
Разложение	АВ = А + В	СаСОз = СаО + СО2	2Н20 =2Н2 ♦ 02
Замещение	АВ + С =		Zn + CuS04 = Си +
Обмен	= АС + В		+ ZnS04
	АВ + CD =	СаО + 2HCI =
(обменное	= AD + СВ	= СаС12 Н2О
разложение)

§ 1.2. Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия раздел химии, в котором рассматри¬ ваются массовые или объемные соотношения между реаги¬ рующими веществами. Исключительное значение для разви¬

тия химии имеют следующие стехиометрические законы.

1) Закон сохранения массы веществ (М.В.Ломоносов, 1748

1756 гг.; А.Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе ве¬

ществ, получившихся в результате реакции.

Закон сохранения массы не выполняется в ядерных реакци¬

ях.

2) Закон постоянства состава (Ж.Л.Пруст, 1801 г.).

Каждое чистое соединение независимо от способа его полу¬

чения всегда имеет один и тот же состав.

3) Закон кратных отношений (Дж.Дальтон, 1803 г.).

Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов

в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие це¬

лые числа.

11

4)Закон Авогадро (А.Авогадро, 1811 г.).

Вравных объемах различных газов при одинаковых тем¬ пературе и давлении содержится одно и то же число молекул*

Отсюда следует, что объемы газов прямо пропорциональ¬

ны их количествам:

V1/V2^v1/v2i

(1.1)

где у объем, v количество вещества в молях (см. ниже).

Важным следствием из закона Авогадро является утверж¬

дение: при одинаковых условиях равные количества различных

газов занимают равные объемы.	при темпе¬
В частности, при нормальных условиях (н.у.)

ратуре Т = 273 К (О °С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм

или 760 мм рт.ст.) любой газ, количество которого равно I моль, занимает объем 22,4 л. Этот объем называется моляр¬

ным объемом газа при н.у.

Установление стехиометрических законов позволило при¬

писать атомам химических элементов строго определенную

массу. Значения масс атомов, выраженные в стандартных

единицах массы (абсолютная атомная масса тА), очень ма¬

лы, поэтому применять их в повседневной практике неудоб¬

но. Например, масса атома углерода равна:

23	10"26кг.
тА{С) = 1,99 10 г = 1,99

Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы дру¬

гих атомов, а также молекул (абсолютная молекулярная масса обозначается тм), например, масса молекулы воды составля¬

ет:

23	1(Г26 кг.
тлХН20) = 2,99 10 г = 2,99

Поэтому для удобства введено понятие об относительной

массе атомов и молекул.

Относительной атомной массой элемента называют от¬

ношение абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной

массы атома изотопа углерода У2С. Обозначают относитель¬

ную атомную массу элемента символом Ап где г начальная

буква английского слова relative (относительный).

Относительной молекулярной массой Мг назьюают отно¬

шение абсолютной массы атома изотопа углерода 12С. Отно¬

сительные массы по определению являются безразмерными

величинами.

12

Таким образом, мерой относительных атомных и молеку¬

лярных масс избрана 1/12часть массы атома изотопа углерода

12

С, которая называется атомной единицей массы (а.е.м.):

1 а.е.м. = \Л1тА(С) = 1,66	10~24г = 1,66	10~27кг.
Абсолютные и относительные массы связаны простыми
соотношениями:
тл =АГ	1 а.е.м.
Мк/ = Мг- 1 а.е.м.
Кроме рассмотренных величин (тл, Аг, тм,		МГ) в химии
чрезвычайное значение имеет особая величина		количество
вещества.

Количество вещества определяется числом структурных

единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц) этого ве¬

щества, оно обозначается обычно у и выражается в молях

(моль).

Моль это единица количества вещества, содержащая

столько же структурных единиц данного вещества, сколько

атомов содержится в 12 г углерода, состоящего только из изотопа 12С.

Для удобства расчетов вводится понятие молярной массы

вещества.

Молярная масса М вещества представляет собой отноше¬

ние его массы к количеству вещества:

М = m/v ,

где т	масса в граммах, у	количество вещества в молях,
М	молярная масса в г/моль	постоянная величина для
каждого данного вещества.

Значение молярной массы численно совпадает с относи¬ тельной молекулярной массой вещества или относительной

атомной массой элемента.

Определение моля базируется на числе структурных еди¬ ниц, содержащихся в 12 г углерода. Установлено, что данная

масса углерода содержит 6,02 1023 атомов углерода. Следо¬ вательно, любое вещество количеством 1 моль содержит 6,02

1023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

Число частиц 6,02 1023 называется числом Авогайро, или

постоянной Авогадро и обозначается N/.

13

Na =6,021023 моль"'.

Из закона Авогадро следует, что два различных газа оди¬

наковых объемов при одинаковых условиях, хотя и содержат

одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы: мас¬

са одного газа во столько раз больше массы другого, во

сколько раз относительная молекулярная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго, т.е.

плотности газов относятся как их относительные молекуляр¬

ные массы:

Р/й2 ~ Mrj/Kdr2 Dj,

где р	плотность газа (г/л или г/мл), Мг		относительная
молекулярная масса, D,-		относительная плотность одного

газа по другому, i индекс, указывающий формулу газа, по

отношению к которому проведено определение. Например, DH2 относительная плотность газа по водороду, £>но от¬ носительная плотность газа по гелию, Люзд относительная

плотность газа по воздуху (в этом случае подразумевается

средняя относительная молекулярная масса смеси газов

воздуха; она равна 29).

С помощью значения относительной плотности Dt опре¬ делены относительные молекулярные массы и уточнены со¬

ставы молекул многих газообразных веществ.

Независимая оценка значения молекулярной массы М

может быть выполнена с использованием так называемого

уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейро¬

на-Менделеева:

	pV= (т/М) -RT = vRT,		(1.2)
где р	давление газа в замкнутой системе, V		объем си¬
стемы, т	масса газа, Т	абсолютная температура, R

универсальная газовая постоянная.

Отметим, что значение постоянной R может бьггь получе¬

но подстановкой величин, характеризующих один моль газа при н.у., в уравнение (1.2):

R = (pV)/(vT) = (101,325 кПа 22,4 л)/(1 моль 273 К) = = 8,31 Дж/(моль К).

14