Основные стехиометрические законы химии
Законы стехиометрии
Стехиометрические законы
Бондарев В. Концепции современного естествознания
ХИМИЧЕСКИЕ ПРЕОБРАЗОВАНИЯ ВЕЩЕСТВА 1 страница
Глава 7
Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление трех основных стехиометрических законов. Ломоносов, - гг. Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. Каждое чистое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав. В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул. Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: Этот объем называется молярным объемом газа при н. Установление первых двух стехиометрических законов позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Значения масс атомов, выраженные в стандартных единицах массы абсолютная атомная масса , очень малы, поэтому применять их в повседневной практике крайне неудобно. Например, масса атома углерода равна: Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы других атомов, а также молекул абсолютная молекулярная масса обозначается , например, масса молекулы воды составляет: Поэтому для удобства введено понятие об относительной массе атомов и молекул. Относительной атомной массой элемента называют отношение абсолютной массы атома к части абсолютной массы атома изотопа углерода Обозначают относительную атомную массу элемента символом , где r — начальная буква английского слова relative относительный. Относительной молекулярной массой МГ называют отношение абсолютной массы молекулы к массы атома изотопа углерода Обратите внимание на то, что относительные массы по определению являются безразмерными величинами. Таким образом, мерой относительных атомных и молекулярных масс избрана часть массы атома изотопа углерода которая называется атомной единицей массы а. Абсолютные и относительные массы связаны простыми соотношениями: Кроме рассмотренных величин в химии чрезвычайное значение имеет особая величина — количество вещества см. Количество вещества определяется числом структурных единиц атомов, молекул, ионов или других частиц этого вещества, оно обозначается обычно v 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 Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и зачитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится понятие молярной массы вещества. Молярная масса М вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества: Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента. Определение моля базируется на числе структурных единиц, содержащихся в 12 г углерода. Установлено, что данная масса углерода содержит атомов углерода. Следовательно, любое вещество количеством 1 моль содержит структурных единиц атомов, молекул, ионов. Число частиц называется числом Авогадро, или постоянной Авогадро и обозначается Из закона Авогадро следует, что два различных газа одинаковых объемов при одинаковых условиях, хотя и содержат одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы: Например, относительная плотность газа по водороду, — относительная плотность газа по гелию, — относительная плотность газа по воздуху в этом случае подразумевается средняя относительная молекулярная масса смеси газов — воздуха; она равна С помощью значения относительной плотности были определены относительные молекулярные массы и уточнены составы молекул многих газообразных веществ. Независимая оценка значения молекулярной массы М может быть выполнена с использованием так называемого уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейрона—Менделеева: Более подробно об уравнении 1. При решении тех или иных задач в зависимости от размерности величин, которыми приходится оперировать могут использоваться и другие численные значения Основные химические представления, рассмотренные нами выше, формировались по сути на протяжении многих столетий, начиная с древнегреческих философских учений Левкиппа, Демокрита, Эпикура первые понятия об атомах и молекулах и окончательно были сформулированы и приняты на первом Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ Германия в г. Система химических представлений, принятых на этом съезде, составляет основу так называемой атомномолекулярной теории, основные положения которой можно сформулировать так: Все вещества состоят из молекул, которые находятся в непрерывном, самопроизвольном движении. Все молекулы состоят из атомов. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении. Атомы представляют собой мельчайшие, далее неделимые составные части молекул. Первые три утверждения кажутся сегодня настолько очевидными, что трудно себе представить, почему понадобилось так много времени, чтобы прийти к этим взглядам. Последнее положение сейчас является безнадежно устаревшим. Таким образом, после прочтения настоящего раздела мы убедились, что к концу х годов прошлого века было неоспоримо доказано существование атомов и молекул, была разработана стройная атомно-молекулярная теория, на которой базировалась вся физика и химия того времени. Мы познакомились пока лишь с основными понятиями и некоторыми из основных законов химии. Подчеркнем еще раз, что атомно-молекулярная теория базировалась на представлении о том, что атом неделим. Вследствие этого атомно-молекулярная теория оказалась не в состоянии объяснить ряд экспериментальных фактов конца XIX — начала XX в. Более того, на основании только атомно-молекулярной теории трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому закон Авогадро и ряд других законов и понятий мы рассмотрим далее, когда познакомимся подробнее с современными представлениями о молекуле, веществе и т. Агрегатные состояния вещества Характерные свойства газов, жидкостей и твердых тел Газообразное состояние. Номенклатура, классификация неорганических веществ. Задачи для повторения по неорганической химии Глава III. Основные понятия и закономерности в органической химии. Для школьников старших классов и поступающих в вузы. Основные стехиометрические законы химии Атомно-молекулярная теория Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы других атомов, а также молекул абсолютная молекулярная масса обозначается , например, масса молекулы воды составляет:. Система химических представлений, принятых на этом съезде, составляет основу так называемой атомномолекулярной теории, основные положения которой можно сформулировать так:. Оглавление ВВЕДЕНИЕ Глава I.
Как сделать выпрямитель для зарядки аккумулятора
Сталь 40х сколько углерода
Где продаются гироскутеры в новосибирске
Красноармейск донецк автобус расписание
Спасибо за боль стихи
Банк форштадт оренбург адреса