Соблюдение законов постоянства состава и кратных отношений

В отличие от закона сохранения массы, законы постоянства состава и кратных отношений не являются всеобщими. В связи с открытием изотопов выяснилось, что соотношение между массами элементов, входящих в состав данного вещества, постоянно лишь при условии постоянства изотопного состава этих элементов. При изменении изотопного состава элементов меняется и массовый состав соединений. Например, тяжелая вода (D, 0) содержит ~ 20% Н₂, а обычная вода (Н₂0) — только 11%.

В начале XX в. Н. С. Курнаков, изучая сплавы металлов, обнаружил наличие в них соединений переменного состава, в которых на единицу массы одного элемента приходится разная масса другого элемента. Например, в сплаве галлия (Tl) с висмутом (Bi) на одну единицу массы Т1 приходится от 1,24 до 1,82 единицы массы Bi.

Впоследствии было установлено, что соединения переменного состава встречаются не только в сплавах металлов, но и среди других твердых тел: оксидов, соединений металлов с серой, азотом, углеродом, водородом и т. д. Так, оксид титана (Н) имеет состав от ТЮ₀₅₉ до TiO_t 33 в зависимости от способа его получения.

По предложению Н. С. Курнакова вещества немолекулярного строения (с атомной, ионной или металлической решеткой), состав которых непостоянен и зависит от условий их получения, названы бертоллидами. Вещества молекулярного строения (состоящие из молекул), имеющие постоянный состав, названы далътонидами.

В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение: состав соединений с молекулярной структурой является постоянным независимо от способа их получения_t в отличие от соединений с немолекулярной структурой.

Если не соблюдается закон постоянства состава, т. е. два элемента образуют друг с другом соединения переменного состава, то в этом случае не соблюдается и закон кратных отношений.

4. Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.): объемы газов у вступающих в химические реакции, и объемы газов у образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа.

Следствие: стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Пример 1.10.

1. 2СО + 0₂ = 2С0₂

При окислении двух объемов оксида углерода (СО) одним объемом кислорода (0₂) образуются два объема диоксида углерода (С0₉), т. е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на один объем.

2. N₂ + ЗН₂ = 2NH₃

При синтезе аммиака (NH₃) из азота (N₂) и водорода (Н₂) один объем азота реагирует с тремя объемами водорода, при этом образуются два объема аммиака, таким образом, объем исходной газообразной реакционной смеси уменьшится в два раза.

5. Закон Авогадро (1811 г.): в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление) содержится одинаковое число молекул.

Закон справедлив только для газообразных веществ.

Следствия: 1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

2. При нормальных условиях (0°С = 273 К, 1 атм = = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Пример 1.11. Согласно экспериментальным данным при нормальных условиях 1 л водорода (Н₂) имеет массу 0,0899 г, а 1 л кислорода (0₂) — 1,4289 г. Вычислим объемы, занимаемые 1 молем каждого из этих газов при нормальных условиях.

Решение.

Молярная масса Н₂ равна 2 1=2 г/моль;

молярная масса 0₂ равна 2 • 16 = 32 г/моль.

Составим соответствующие пропорции и найдем объемы 1 моля этих газов х и у.

• 0,0899 г Н, занимает объем 1л, х = 2 / 0,0899 = 22,4 л;
• 2 г (1 моль) Н₂ занимает объем х л,
• 1,4289 г 0₂ занимает объем 1л, у = 32 / 1,4289 = 22,4 л.
• 32 г (1 моль) 0₂ занимает объем у л,

Пример 1.12. Какой объем водорода (Н₂) при нормальных условиях выделится при растворении 4,8 г магния (Mg) в избытке хлороводородной (соляной) кислоты (НС1)?

Решение.

При растворении 24 г (1 моль) Mg в НС1 выделится 22,4 л (1 моль) Н₂; при растворении 4,8 г Mg в НС1 выделится х л Н₂:

Пример 1.13. 3,17 г хлора (С1₂) занимают при нормальных условиях объем, равный 1 л. Вычислим по этим данным молярную массу хлора.

Решение.

Находим массу 22,4 л хлора:

Следовательно, молярная масса хлора — 71 г/моль.

6. Закон эквивалентов (И. Рихтер, 1809 г.): вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, прямопропорциональных их эквивалентам.

Из закона постоянства состава следует, что химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных и массовых соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента, количества вещества эквивалентов и его молярной массы.

Эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая способна замещать, присоединять, высвобождать один ион водорода или быть ему равноценной в конкретных кислотно-основных и ионно-обменных реакциях или одному электрону в конкретных окислительновосстановительных реакциях. Причем понятие эквивалента без указания конкретной реакции не имеет смысла.

Масса 1 моля эквивалентов вещества называется молярной массой эквивалентов (М_э, г/моль). Она показывает, сколько граммов вещества при химических превращениях соответствует (прямо или косвенно) 1 г водорода или 8 г кислорода. В структуре молекулы воды Н₉0 содержатся два атома водорода и один атом кислорода, поэтому молярная масса эквивалента кислорода М_эо =16/2 = 8 г/моль-экв. Таким образом, молярная масса¹ эквивалентов водорода равна 1 г/молъ, а кислорода — 8 г/моль.

Отметим, что многие элементы способны образовывать несколько соединений друг с другом. Из этого следует, что эквивалент одного и того же элемента и его молярная масса эквивалентов в зависимости от состава образующихся веществ имеют различные значения. Молярная масса эквивалентов М_э для различных веществ может быть рассчитана по следующим формулам:

Му осн ^=осн / ^число замещаемых в реакции гидроксидных групп М_э кис = М_кис / число замещаемых в реакции ионов водорода М_Эсоли = М_со1и / произведение числа катионов на их заряды М_{э ок/восст} = М_{ок/восст} / количество принятых (отданных) электронов, где М — молярная масса соответствующего вещества.

Примеры 1.14. Определить молярную массу эквивалентов гидроксида цинка (Zn (OH)₉), серной кислоты (H₉S0₄) и хлорида натрия (NaCl) в различных реакциях.

Решение.

1. Молярная масса Zn (OH)₉ равна 65,4 + 2- 16 + 2- 1 = = 99,4 г/моль.

Так как в молекуле Zn (OH)₂ имеются две гидроксидные группы (ОН^-), то в случае замещения в реакции одной из них молярная масса эквивалентов Zn (OII)₂ будет равна 99,4 / 1 = = 99,4 г/моль, а двух — 99,4 / 2 = 49,7 г/моль.

2. Молярная масса H₂S0₄ равна 2−1 + 32 + 416 = 98 г/моль.

Так как в молекуле H₂S0₄ имеются два атома водорода, то молярная масса эквивалентов H₉S0₄ в случае замещения одного из них будет равна 98 / 1 = 98 г/моль, а двух — 98 / 2 = = 49 г/моль.

3. Молярная масса NaCl равна 23 + 35,5 = 58,5 г/моль.

Так как в этой соли один катион Na⁺ и его заряд равен +1, то молярная масса эквивалентов NaCl равна 58,5 / (1 • 1) = 58,5 г/моль, т. е. молярной массе этого вещества.

Следует различать два понятия — количество вещества и масса вещества, в том числе и для эквивалентов. Понятие молярной массы эквивалентов рассмотрено выше. Второе понятие может быть сформулировано следующим образом.

Количество вещества эквивалентов (п_э, моль) есть отношение массы вещества (т_ъ, г) к молярной массе эквивалентов (М_э):

Моль вещества содержит 6,02 • 10²³ эквивалентов.

Введение

в химию понятия эквивалент позволило сформулировать закон, названный законом эквивалентов.

При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов.

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны их молярным массам (объемам) эквивалентов.

Пример 1.15. Определим молярную массу веществ — эквивалентов магния (Mg), если при сгорании 4,6 г Mg на воздухе образуется 7,6 г оксида магния (MgO).

Решение.

В 7,6 г MgO на долю кислорода приходится 7,6 — 4,6 = 3 г. В соответствии с законом эквивалентов: