Хімія в системі природничих наук. Історія розвитку хімії. Атомно-молекулярне вчення. Класифікація та номенклатура неорганічних сполук.  Основні закони хімії. Поняття еквівалента речовин.

 

План лекції

1. Хімія в системі природничих наук. Історія розвитку хімії. Атомно-молекулярне вчення. Основні способи очистки речовин.

·        Предмет, завдання та методи хімії.

·        Місце неорганічної хімії в системі природничих наук та фармацевтичної освіти.

·        Значення хімії для розвитку медицини і фармації.

·        Речовина. Чистота хімічних речовин. Умовні позначення ступеня чистоти (класифікація речовин за чистотою).

·        Теоретичні основи очищення речовин. Фізичні константи, як спосіб ідентифікації речовини.

·        Основні етапи розвитку хімії.

·        Атомно-молекулярне вчення.

·        Поняття про атом і його основні характеристики: відносна атомна маса, заряд і порядковий номер елемента в періодичній системі, хімічний символ.

·        Ізотопи.

·        Поняття про молекулу, структура молекул і властивості.

·        Відносна молекулярна маса, молярна маса речовин.

 

2. Класифікація та номенклатура неорганічних сполук.

·        Основні класи неорганічних сполук.

·        Оксиди, їх класифікація і номенклатура.

·        Гідроксиди, їх класифікація і номенклатура.

·        Кислоти, їх класифікація і номенклатура.

·        Солі, їх класифікація (середні, основні, кислі, оксосолі, подвійні, змішані).

·        Номенклатура солей.

 

3. Основні поняття та закони хімії

·        Основні закони хімії: закон збереження маси, закон сталості складу і його сучасне трактування, закон Авогадро.

·        Мольний об’єм газу. Зв’язок між густиною газу і його молекулярною масою.

·        Приведення газів до нормальних умов, рівняння Клапейрона-Менделєєва.

·        Хімічні формули, їхні типи, складання формул за даними хімічного аналізу або рівнянь хімічних реакцій.

·        Якісна і кількісна інформація, що випливає з хімічних формул та рівнянь.

·        Хімічні рівняння. Складання молекулярних та йонних рівнянь різних типів хімічних реакцій.

·        Стехіометрія. Розрахунки за хімічними формулами та рівняннями.

 

4. Поняття про еквівалент речовини

·        Хімічний еківалент, його сучасне визначення.

·        Молярна маса еквівалента.

·        Розрахунки молярних мас еквівалента простих і складних сполук.

·        Закон еквівалентів.

 

1. Хімія в системі природничих наук. Історія розвитку хімії. Атомно-молекулярне вчення. Основні способи очистки речовин.

Хімія – наука про склад, властивості і будову речовин, про їхні перетворення, про залежність властивостей від складу і будови речовин, про взаємодію, добування і використання речовин.

Предметом хімії, як і будь-якої природничої науки є матерія і рух в їх непорушній єдності. Матерія має дві основні форми існування: речовина і поле. Речовина – об’єднання матеріальних частинок, наприклад, молекул, атомів, електронів, і т. д., які мають власну масу спокою. Поле – це вид матерії, який не має власної маси спокою. Між полем і речовиною існує тісний взаємозв’язок. За певних умов елементарні частинки, наприклад, електрон плюс позитрон, можуть переходити в кванти електромагнітного поля і навпаки.

У практичній фармації показниками чистоти глюкози, левоміцетину є питоме оптичне обертання, спирту – результати ГХ-дослідження; розчинників, які застосовуються при виробництві ін’єкційних розчинів – результати визначення показника заломлення; якість багатьох субстанцій контролюється методами ІЧ-спектроскопії, УФ-спектрометрії, ВЕРХ, ТШХ. Обов’язковим для усіх речовин, що використовуються у фармації є контроль кількісного вмісту і мікробіологічної чистоти; в багатьох випадках пірогенності, а в окремих випадках біологічної активності.

Методи очистки визначаються властивостями речовин, які очищають і областю їх застосування. Для твердих речовин: перекристалізація, возгонка, висолювання; для рідин: перtгонка, фільтрування; для газів: поглинання домішок різними речовинами.

Чистота фармакопейних субстанцій і лікарських засобів регламентуєься Фармакопеями Європи, Британії, Америки, Німеччини, фармакопеями окремих країн

2. Класифікація та номенклатура неорганічних сполук.

Прості речовини: метали і неметали. Сполучення атомів одного і того ж елемента є проста речовина. В залежності від типу хімічного зв’язку між атомами прості речовини можуть бути металами і неметалами. Для металів характерний металічний зв’язок, для неметалів – ковалентний.

Один і той же самий елемент може утворювати декілька різних типів простих речовин, які називаються алотропними модифікаціями (алотропія складу (різний склад молекул простої речовини) або алотропія форми (різні способи розміщення молекул або атомів в кристалах)).

У відповідності з характером зміни структури і типу хімічного зв’язку змінюються і властивості  простих речовин – густина, t_пл і t_кип ., електрична провідність і т. д. Так Al, Cl₂ , S  в твердому стані є діелектриками, S_і – напівпровідником, а Al, Mg, Na –  металічні провідники.

t_пл простих речовин в періодах спочатку зростає, потім зменшується. Найменші температури плавлення мають прості речовини з молекулярною структурою, а особливо одноатомні  прості речовини s- і p-елементів VІІІ групи (благородні гази). В звичайних умовах прості речовини молекулярної будови є газами, рідинами або відносно легкоплавкими твердими тілами. Найбільш тугоплавкі алмаз і кремній, які мають ковалентні атомно–координаційні решітки. 

В хімічних реакціях метали частіше всього виступають відновниками. Неметали, крім фтору, можуть проявляти як окислювальні так і відновні  властивості. Частіше в головних підгрупах із зростаючого порядкового номеру окислювальні властивості неметалів зменшуються, а відновні властивості металів зростають. Be – Mg – Ca – Sr – Ba –  відновні властивості зростають.

F₂ – Cl₂ – Br₂ – I₂ –  окислювальна активність зменшується.

Складні речовини поділяються на групи за кількістю елементів, що входять бінарні, потрійні і комплексні,  або на класи за хімічними властивостями – до їх складу функціональними ознаками (оксиди, основи, солі, тощо), які властиві цим речовинам в хімічних реакціях.

Бінарні сполуки – речовини, які утворені атомами двох різних елементів. За типом хімічного зв’язку бінарні сполуки можуть бути іонними, ковалентними, металічними та із змішаним типом хімічного зв’язку. В першу чергу до них відносять: сполуки різних елементів з воднем, киснем і хлором. Серед бінарних водневих сполук слід відзначити родину вуглеводнів. Кисень утворює багато сполук з усіма елементами, крім He, Ne, Ar.  В сполуках має ступінь окиснення –2. З воднем утворює ряд сполук: H₂O, H₂O₂, H₂O₃, H₂O₄. 

При взаємодії бінарних сполук, які дуже відрізняються за хімічною природою, утворюються нові хімічні сполуки, серед яких найбільш прості за складом потрійні сполуки:       NaF+BF₃=Na[BF₄], Na₂O+CO₂=Na₂[CO₃].

Координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Найважливішими і найпоширенішими бінарними сполуками елементів з киснем є оксиди.

Оксиди – бінарні сполуки елементів з киснем, до складу яких входить (як умовний аніон) оксид-іон О^2-.

В оксидах атоми кисню не зв’язані між собою; всі атоми елемента, які входять до складу молекули оксиду, мають однаковий ступінь окиснення; а кисень має ступінь окиснення –2.

 Основні оксиди – оксиди металів, гідрати яких є основами (Na₂O, Ag₂O, Cu₂O, CaO, FeO, Bi₂O₃, NiO, CoO, MnO, BaO).

Кислотні оксиди – оксиди неметалів і оксиди металів в ступенях окиснення +5, +6, +7. Цим оксидам відповідають кислоти (B₂O₃, NO₂, N₂O₅, V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇, CrO₃, SO₃, CO₂, P₂O₅, Cl₂O₇, SO₂).

Амфотерними називаються оксиди, яким відповідають амфотерні гідроксиди. Залежно від умов реакції амфотерні оксиди виявляють властивості як основних так і кислотних оксидів (BeO, Al₂O₃, CuO, TiO₂, SnO, Cr₂O₃, Fe₂O₃, PbO, PbO₂, ZnO).

Номенклатура оксидів. Назва складається із слова оксид та назви елемента у родовому відмінку. Якщо елемент утворює декілька оксидів, то ступінь окиснення елемента зазначається в дужках римською цифрою: N₂O – оксид азоту (I), N₂O₃ – оксид азоту (III), N₂O₅ – оксид азоту (V), Cl₂O₇ – оксид хлору (VII). Вживається також номенклатура, в якій підкреслюється кількість атомів кисню, що припадає на один атом іншого елемента: NO – монооксид азоту, NO₂ – діоксид азоту, CrO₃ – триоксид хрому, RuO₄ – тетраоксид рутенію. У таких назвах на перше місце ставиться числівниковий префікс, далі слово оксид та назва елемента у родовому відмінку.

Основні оксиди. Оксиди найактивніших металів взаємодіють з водою, утворюючи водорозчинні основи – луги або нерозчинні основи; взаємодіють з кислотами, амфотерними гідроксидами, кислотними та амфотерними оксидами з утворенням солей.

Кислотні оксиди. Багато кислотних оксидів безпосередньо сполучається з водою, утворююяи кислоти; взаємодіють з основними і амфотерними оксидами, основами, амфотерними гідроксидами, утворюючи відповідні солі. Можуть взаємодіяти з кислотами без утворення солей:

SiO₂+4HF=SiF₄+2H₂O, H₂CrO₄+CrO₃=H₂Cr₂O₇.

Амфотерні оксиди. З водою безпосередньо не взаємодіють; з кислотами і кислотними оксидами взаємодіють, як основні оксиди; виявляють кислотні властивості при взаємодії з водними розчинами лугів, а при сплавлянні реагують з оксидами чи гідроксидами або карбонатами активних металів:

ZnO+2KOH+H₂O=K₂[Zn(OH)₄], Cr₂O₃+Na₂CO₃=2NaCrO₂+CO₂.

Деякі метали утворюють з киснем сполуки незвичайного складу: V₄O (оксид тетраванадію), Cr₃O – оксид трихрому, Ti₆O – оксид гексатитану, Ti₃O – оксид трититану – це полімерні оксиди.

Є речовини, які містять атоми елементу і атоми кисню; за складом вони належать до оксидів, а за будовою і властивостями до солей. Наприклад: Pb₂O₃, Fe₃O₄, Pb₃O₄ – це подвійні оксиди, які відносять до солеподібних речовин.

Отже, в оксидах ступінь окиснення кисню –2. Якщо до молекули О₂ приєднується електрон утворюється іон О₂^– – надпероксид. Похідні радикалу О₂^– називаються надпероксидами – це сполуки активних лужних металів RbO₂, KO₂, CsO₂; надпероксиди утворюються безпосередньо з металів Rb, K і Cs та кисню. Надпероксиди дуже сильні відновники, які з водою активно реагують з виділенням кисню і пероксиду водню: 2KO₂+2H₂O=2KOH+O₂+H₂O₂.

Приєднуючи два електрони, молекула О₂ перетворюється в пероксид-іон O22-, а похідні, які мають цей іон, називаються пероксидами. Це сполуки Na₂O₂, BaO₂, H₂O₂. Пероксиди можуть бути окиснювачами і відновниками:

2KJ+Na₂O₂+2H₂SO₄=J₂+Na₂SO₄+K₂SO₄+2H₂O;

2KMnO₄+5H₂O₂+3H₂SO₄=2MnSO₄+SO₂+K₂SO₄+8H₂O.

       Гідроксиди – речовини, які містять гідроксогрупи.

Серед гідроксидів декотрі проявляють властивості основ: NaOH, Ba(OH)₂, декотрі – кислот: HNO3, H3PO4, а існують і амфотерні гідроксиди, які взалежності від умов можуть проявляти як основні, так і кислотні властивості Zn(OH)₂, Al(OH)₃.

Назви основних гідроксидів (основ) складаються із слова “гідроксид” і елемента (род. відмінок) (валентність вказується, якщо декілька гідроксидів можливе утворення): гідроксид літію LіOH, гідроксид заліза(ІІ) Fe(OH)₂.   Розчинні основні гідроксиди називаються лугами. KOH , NaOH , Ca (OH)₂.

Основами називаються сполуки, негативно заряджено частиною яких є гідроксид – іони ОН^–.

До складу основ Ме(ОН)_х входить іон металу, або група атомів, що відіграє роль металу та гідроксид–іони, кількість яких  дорівнює валентності металу. Кількість гідроксид – іонів в основі, що здатні заміщуватись на кислотні залишки з утворенням солей, визначає її кислотність.

Однокислотні (NaOH , NH₄OH); двокислотні Ba(OH)₂,  Fe(OH)₂ ; трикислотні (Ві(ОН)₃, La(OH)₃); чотирикислотні (Th(OH)₄).

Кислотами називаються сполуки, які містять іони водню, які здатні заміщуватися на метал (або металоподібну групу атомів) і утворювати при цьому солі.  З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням лише одного типу катіонів – гідратованих іонів водню.

Кількість іонів водню, в молекулі кислоти, які здатні заміщуватися на метал або металоподібну групу атомів з утворенням солей, визначає її основність. (Одноосновні HCl, HNO₃; H₂S H₂SO₄ – двоосновні; H₃PO₄ – триосновна; H₄P₂O₇ – чотириосновна, H₅IO₆ – п’ятиосновна, H₆TeO₆ – шестиосновна). В деяких кислотах кількість атомів не відповідає їх основності (фосфорні кислоти).

Група атомів, що залишається після відщеплення від молекули іонів водню, називається кислотним залишком. 

За хімічним складом розрізняють:

–              безкисневі (HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se, HCN, HSCN)

–              кисневмісні звичайні (H₂SO₄ ,H₆TeO₆)

–              полікислоти: ізополікислоти (H₂CrO₇), ГПК (H₃[P(Mo₃O₁₀)₄]

–              тіокислоти

–              пероксикислоти

Полікислоти – кислоти, які містять одночасно декілька кислотних залишків. Поділяються на ізополікислоти та гетерополікислоти.

Ізополікислоти – приєднання декількох молекул кислотного оксиду до молекули води:

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

ГПК – похідні звичайних кислот, в яких кисень (частково або повністю) заміщений на залишки інших кислот, найчастіше Mo₄  ^2- , Mo₂O₇^2- , Mo₃O₁₀ ^2- , WO₄ ^2- , W₂O₇²– , W₃O₁₀^2- , VO₃^– тощо. Наприклад H₃[P(Mo₃O₁₀)₄] є похідною від Н₃РО₄ , якій атоми кисню заміщені на ізополікислоти Н₂Мо₃О ₁₀.

Тіокислоти – можна розглядати, як похідні звичайних кисневмісних кислот, в яких один або кілька атомів кисню заміщені на аніон S²– (H₂SO₄®H₂SO₃S®H₂S₂O₃).

Пероксокислоти – у своєму складі містять пероксогрупу – О  – О – (одну або декілька). Їх можна розглядати, як продукти заміщення одного або декількох атомів кисню на аніон О₂²-(аніон пероксиду): H₂SO₅.

Назви ізокислот утворюються з назв звичайних кислот з додаванням числівника: H₂S₂O ₇ – дисірчана кислота  H₂SO₄ + SO₃, H₂Cr₃O₁₀ – трихромова кислота  H₂CrO₄ + 2CrO₃.

–              Назви ГПК: вказується кількість і назви залишків іншої кислоти, що заміщували атоми кисню у вихідній кислоті та саму її назву: H₃[P(Mo₃O₁₀)₄] тетратримолібдатоортофосфорна кислота,

Назви тіо- і пероксокислот утворюють з назв відповідних кисневмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи відповідні префікси тіо- або пероксо- (Н₂S₂О₃ –тіосірчана кислота, Н₂SО₅ – монопероксосірчана кислота).

        Безкисневі кислоти називають елементоводневими: НВr – вромоводнева, Н₂S – сірководнева, НJ – йодоводнева.

Властивості:  здатність до взаємодії з основними і амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, металами, основами з утворенням солей.

Деякі кислоти реагують з солями, утворюючи нову сіль і нову кислоту. 

 Cолі можна розглядати як продукти повного або часткового заміщення атомів атомів Гідрогену у кислотах на атоми металів, або як продукти повного чи часткового заміщення гідроксильних груп в основах на кислотні залишки. За властивостями і складом солі поділяються на:

Середні – продукти повного заміщення: K₂SO₄, Cu(NO₃)₂;

Кислі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену  на атоми металу: NaHCO₃, K₂HPO₄.

Основні солі – це продукти неповного заміщення гідроксильних груп.

Подвійні солі – це продукти заміщення атомів Гідрогену в молекулах кислот на атоми двох металів: KAl(SO₄)₂, KNaSO₄.

Змішані солі – це середні солі, в молекулах яких атом металу сполучений з двома різними кислотними залишками.            

Комплексні солі – K₂[HgJ₄], [Cu(NH₃)₄]SO₄

3. Основні поняття та закони хімії

Хімічний елемент – сукупність атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою.

Хімічні елементи позначаються віповідними символами, які складаються з першої чи двох перших букв латинської назви цього елемента.

Атом – найменша частинка хімічного елемента, що зберігає його типові властивості. Атом складається з ядра (позитивнозарядженого) і негативно заряджених електронів, які перебувають на певних енергетичних рівнях..

Молекула – найменша частинка речовин, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічні властивості речовин.

Простою речовиною називають індивідуальну речовину, молекули або кристали якої складаються з атомів одного елемента, наприклад, Н₂ , N₂ , алмаз, сірка, графіт.

Хімічною сполукою (складною речовиною), називають індивідуальну речовину, молекули або кристали якої складаються з атомів двох або більше елементів, наприклад, HCl, NaCl, HNCS, CaC₂.

Атомна маса – це маса атома, виражена в атомних одиницях маси.

 (а.о.м.) = 1.667 ×10^{–24 г.}

Атомна маса показує,  у скільки разів маса даного елемента більша за ¹/₁₂ маси нукліду вуглецю (1а.о.м.)

Молекулярну масу речовини можна визначити як відносну масу молекули, що виражена в атомних одиницях маси. Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.

Для вимірювання кількості речовини в хімії використовують одиницю, що носить назву моль. Моль – це кількість речовин, що містять стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, еквівалентів, тощо), скільки атомів містить 12 г нукліду вуглецю.

Кількість структурних одиниць що містить один моль речовини, дорівнює 6,02 × 10²³. Ця величина носить назву числа Авогадро.

Молярна маса – маса одного моля даної речовини в грамах. Молярну масу вимірюють в грамах на моль ( ^г/_моль ). Чисельно вона дорівнює молекулярній масі тієї або іншої речовини.

 M, n, m,     г, моль, ^г/_моль

М= m/n (^г/_моль),   m=M×n (г),  n= m/M (моль) 

Хімічні формули  виражають елементний склад речовини і співвідношення атомів різних видів (чи кількість атомів одного виду) в молекулі цієї речовини. Хімічна формула – скорочений запис складу хімічної речовини за допомогою хімічних знаків елементів та числових індексів, які показують співвідношення атомів у молекулі.

Формули бувають:

– емпіричні; структурні – показують послідовність хімічних зв’язків атомів у молекулі; графічні – показують число валентних зв’язків; -електронні – розкривають електронну будову атомів, іонів, молекул.

Хімічні рівняння реакцій вказують на співвідношення, в якому речовини будуть вступати в реакцію з утворенням визначених продуктів, якщо така реакція можлива.

Закон збереження маси – встановив російський вчений М.В. Ломоносов. 1748 р. Маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції.   в 1756 р. експерементально підтвердив, що без доступу повітря маса металу після нагрівання залишається без змін.

Проте поняття речовини тісно пов’язане з поняттям руху. Зв’язок маси речовини з рухом проявляються не тільки у пасивному опорі зміні швидкості, але і в прямій залежності від швидкості. С – швидкість світла 2,997925×10⁵ м/с. Взаємозв’язок маси і енергії відкрив Ейнштейн  DЕ = –Dm×с²

DЕ і Dm – взаємозв’язані зміни енергії і маси, с – швидкість світла.

Закон постійного складу, який відкритий був в результаті багаторічної наукової суперечки французьких хіміків Бертом і Пруста, формулюють так: кожна хімічна сполука, яким би із способів вона не була отримана, має один і той же склад. (1801 р., Пруст)

Оксид сірки можна добути:  S +O₂ ®SO₂

Cu + 2H₂SO_4(конц.)® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2H₂S + 3O₂® 2SO₂ + 2H₂O

Проте, в ХХ ст. роботами Курнакова було показано, що в природі є два типи сполук: із сталим складом та змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочислове атомне співвідношення компонентів, називаються дальтонідами. До них належать речовини, які перебувають в газоподібному (СО₂ NO, NH₃ , HCl) або рідкому (С₆Н₆ ,Н₂О) стані, чи можуть бути легко переведені в них. До сполук сталого складу належать також кристалічні речовини з молекулярною структурою (І₂, С₁₀Н₈). Для сполук сталого складу характерний ковалентний зв’язок між атоиами і тому вони мають молекулярну структуру.

Сполуки, що мають змінний склад, а стеохіометричне співвідношення компонентів яких не відповідає цілим числам, називаються бертолідами. Ці сполуки не мають молекулярної структури, це переважна більшість кристалічних структур перехідних металів, а також оксиди, сульфіди, гідриди, нітриди, карбіди та інші бінарні сполуки d– і f– елементів. (VC_0,66-0,88), ТіН_0,88-1,00.

Отже, склад хімічних сполук залежно від типу хімічного зв’язку, агрегатного стану речовин та умов їх добування може бути як сталим, так і змінним.

Закон сталості складу формулюють так: Якщо хімічна сполука має молекулярну структуру, то незалежно від умов її добування, склад її залишається сталим. Склад хімічної сполуки, що не має молекулярної структури, може змінюватись у певних межах (ділянка гомогенності) залежно від умов добування.

Закон кратних відношень. Встановлений Дж.Дальтоном (1803): в двох сполуках, які утворені з одних і тих же елементів, на одну і ту ж масову кількість одного елементу припадають такі кількості другого елементу, які відносяться, як невеликі цілі числа. 

 Цей закон стосується сполук сталого складу, тобто тих, що мають молекулярну структуру. Якщо в хімічних реакціях беруть участь гази, то вступає в силу закон об’ємних відношень: об’єми речовин, які вступають в реакцію відносяться між собою, а також до об’ємів газоподібних продуктів, як невеликі цілі числа. (фр. хімік Гей-Люсак).

Італійський фізик А. Авогадро сформулював закон: в однакових (рівних) об’ємах різних газів при однакових зовнішніх умовах міститься однакове число молекул.

З закону  Авогадро випливає :

1.     Однакове число молекул різних газів при рівних умовах займає однаковий об’єм;

2.     1моль різних газів при температурі 2 73,16 К і тиску 1,013×10⁵ Па займає об’єм 0,0224м³, в якому міститься 6,02×10²³структурних одиниць ( атомів, молекул) – це постійна Авогадро (N_A).

Закон Бойля – Маріотта.

При сталій температурі та кількості речовини добуток тиску на об’єм газу є величина  стала:

                                         P₁V₁ =  P₂V₂,  T – const

Закон Гей – Люссака. При сталих тиску та кількості речовини відношення об’єму газу до його абсолютної температури є сталим.

                                         V₁/T₁ = V₂/T₂,   P – const

Закон Шарля. При сталих об’ємі та кількості речовини відношення тиску газу до його абсолютної температури є величина стала.

                                          P₁/T₁ = P₂/T₂,    V –  const

Об’єднаний закон газового стану зручний для порівняння параметрів газу у двох різних станах.

                                          

                                           P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂,

Якщо P₀ = 101325 Па, T₀ = 273,15 К, V₀ = 22,4 ∙10^{–3 м3} /моль

-це нормальні умови.

R = P₀V₀/T₀ = 8,314 Дж/моль∙К – універсальна газова стала.

R = 0,082 л∙атм /моль∙К

Для одного моля газу  pV = RT

Рівняння Менделеєва – Клапейрона

                                            pV = nRT; pV = mRT/M;

Закон парціальних тисків. Загальний тиск суміші газів P, що хімічно не взаємодіють між собою, дорівнює сумі їхніх парціальних тисків р_і:

                                            Р = р₁ + р₂ + …… р_n

Парціальний тиск газу – це той тиск, який створював би газ, якби він сам займав увесь об’єм суміші при тій же температурі

                                             Рі = хі ∙р

xі – мольна частка і –го компонента в суміші.  

Визначення молекулярних мас.

m₁/m₂=Д – Відношення мас однакових об’ємів двох різних газів називають відносною густиною першого газу за другим.

Д₂=  М₁/М₂  ,    Д_Н2= М/М_Н2=2  ,   Д_пов= М/М_пов=29

R = 8,31 Дж/град× моль = 0,082 дм³× атм/град× моль= 62400 см³×мм рт ст/град×моль

 для будь-якої кількості газу   pV=nRT ,   n=m/M,   то pV= m/M× RT;   M= mRT/pV  За рівнянням Медєлєєва – Клапейрона можна обчислити молекулярну масу речовини, знаючи який об’єм займає відома маса газу при температурі Т і тиску Р.

4. Поняття про еквівалент речовини

З закону сталості складу (для дальтонідів) виплпває, що елементи сполучаються один з одним в строго визначених кількісних співввідношеннях. Тому в хімію були введені поняття еквіваленту і еквівалентної маси (еквівалентний означає рівноцінний).

Еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка сполучається з 1 моль атомів водню або заміщає таку ж кількість атомів водню в хімічних реакціях. Еквівалент елемента рівний 1/в (моль), де В – валентність. Наприклад, у ряді сполук HCl ,  H₂S,  NH₃ , CH₄ , еквівалент  Cl,  S,  N,  C відповідно є рівний 1моль, 1/2моль, 1/3моль, 1/4моль.

Маса 1 еквівалента елемента називається його еквівалентною масою.

m_e= 35,45 г/моль,  m_e=32× ½ =16 г/моль, m_e(N)= 14/3=4,67, m_e(c)=12/4=3 г/моль.

Еквівалентна маса елементу знаходиться як частка  m_e(E) = Ar (E) / B= Ar×E , де В- валентність, Е – еквівалент.

Багато елементів утворюють по декілька сполук один з одним. З цього випливає, що еквівалент елемента і його еквівалентна маса можуть мати різні значення, відповідно до складу сполуки, для якої були розраховані. Наприклад, СО і СО₂. m_e( C ) = 12/2=6 г/моль, m_e(c)= 12/4=3  г/моль.

Поняття про еквіваленти поширюються також на складні речовини.

Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взаємодіє  без залишку з одним еквівалентом водню чи взагалі з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини.

Еквівалент кислоти рівний Е = 1/основність,   моль.

Е_H2SO4=1/2 моль, Е_HCl=1/1=1 моль, Е_H3PO4=1/3 моль.

Еквівалентна маса кислоти рівна m_e = M×E = M/основність (г/моль).

m_{e HCl} = 36.5/1=36.5 г/моль,  m_eH2SO4= 98/2 = 49 г/моль, m_eH3PO4= 98/3 г/моль.

Еквівалент основи рівний Е = 1/кислотність,   моль.

Е_NaOH = 1/1 = 1 моль, Е_Ba(OH)2 = 1/2 моль.

Еквівалентна маса основи m_e = M×E = M/кислотність (г/моль).

m_{e NaOH}=40г/моль, m_{e Ba(OH)2}=137/2=85.5 г/моль.

Еквівалент солі рівний Е = 1/В_заг,   моль,

де В_заг – загальна валентність атомів металу в молекулі солі.

Е_K2SO4 = 1/2 моль, E_K2Cr2O7 = 1/2 моль, E_Al2(SO4)3 = 1/6 моль.

Еквівалентна маса солі m_e = M×E = M/ В_заг (г/моль).

m_{e NaCl} = 58.5 г/моль, m_{e CaCO3} =100/2 = 50 г/моль, m_{e AlCl3} =133.5/3= 44.5 г/моль.

Наприклад:

      H₂SO₄ +1NaOH = NaHSO₄ + H₂O   m_e= 98/1 = 98г/моль,    Е= 1моль

      H₂SO₄ +2NaOH = Na ₂SO₄  +2 H₂O m_e= 98/2 = 49г/моль,    Е= 1/2моль

      Cu(OH)₂ +  1HCl = CuOHCl + H₂O m_e= 97,5/1 = 97,5г/моль,    Е= 1моль

      Cu(OH)₂  +  2HCl =Cu Cl +2 H₂O  m_e= 97,5/2 = 48,75г/моль,  Е= 1/2моль

визначення еквіваленту та еквівалентної маси  складних речовин в окислювально – відновних реакціях.  Наприклад:

KMnO₄ + 8HCl = MnCl₂ + 5/2Cl₂ + KCl + 4H₂O

Mn⁺⁷ + 5e = Mn ^{+2  ,} тому Е _KMnO4  = 1/5 моль, m_e(_KMnO4) = 1/5 M _KMnO4

Тобто, еквівалентна маса складних речовин в окислювально – відновних процесах знаходиться як m_e= М/Z, де Z – число елементарних зарядів (електронів), які беруть участь в даному ox–red процесі.

закон еквівалентів: Маси реагуючих речовин (m) пропорційні їх еквівалентам, тобто m₁/m₂=E₁/E₂= m_e1/m_e2 ,   V_e1/V_e2 = V₁/V₂ ;

( Ріхтер, німецький фізик, 1792 – 1794 рік).

Або “Речовини взаємодіють одна з одною в кількостях, пропорційних їх еквівалентам”. Еквівалентним об’ємом називають об’єм, який займає в даних умовах 1 еквівалент деякої досліджуваної речовини.

Наприклад, при н.у. еквівалентний об’єм водню рівний 11,2 л, еквіввалентний об’єм кисню рівний 5,6 л.

Підготувала к.х.н., доц. Демид А.Є.