Документ описывает основные концепции химии, включая эквиваленты сложных веществ, законы кратных и объемных отношений, а также закон Авогадро. Обсуждаются такие понятия, как эквивалентная масса, молярный объем и постоянство состава химических соединений, а также различные методы определения молекулярных и атомных масс. Приведены примеры расчетов и объяснений, связанных с химическими реакциями и свойствами газов.

1. ЛЕКЦИЯ № 3
Эквивалентом сложного вещества называется
такое его количество, которое взаимодействует без остатка
с одним эквивалентом любого другого вещества.
/Эквивалент/ эквивалентная масса /вещества/
элемента/ не является величиной постоянной, а зависит от
типа реакции, в которой участвует вещество:
ЭКВИВАЛЕНТ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА
1. H3PO4 + ОН-
= H2PO4
-
+ H2O (МЭ = М)
2. H3PO4 + 2ОН-
= HPO4
2–
+ 2H2O (МЭ = М/2)
1. NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O (МЭ = М)
2. NaHSO4 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + NaOH + H2O (МЭ = М/2)

2. ЭКВИВАЛЕНТ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА
При практических расчетах, для
определения эквивалентной массы сложного
вещества нужно разделить его молярную массу
на сумму эквивалентностей замещенных
радикалов
/ Н+
, ОН-
, Kaт.n+
, Ан n-
/.

3. ЭКВИВАЛЕНТ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА
Задача: Фактор эквивалентности серной кислоты в
реакции с NaOH равен ½. Какая масса гидроксида
потребуется для реакции с кислотой массой 19,6г.
РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ
Дано: Решение:
m /H2SO4/ = 19,6 г. Согласно закону эквивалентов:
f /H2SO4/ = ½
m /NaOH/ = ? m(A) M (fэкв.А)
=
m(B) M (fэкв.В)
ИЛИ
m(H2SO4) M (fэкв.H2SO4)
=
m(NaOH) M (fэкв.NaOH)

4. т.к. M (fэкв.H2SO4) = f (H2SO4) • М (H2SO4) = 1/2 • 98 = 49, то
19,6 49
m(NaOH)г 40
40 • 19,6
m(NaOH) = = 16 г.
49

5. ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ
Многие химические элементы образуют между собой
более одного соединения.
Изучение подобных случаев привело к установлению
закона кратных отношений:
«Если два вещества (элемента) образуют между
собой несколько соединений, то массы одного элемента,
приходящееся на одну и ту же массу другого элемента,
относятся как небольшие целые числа»:
Это хорошо видно в случае оксидов азота:
Оксид N, % O, % O/N O/N • 0,58
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
63,7
46,7
36,8
30,4
25,9
36,7
53,3
63,2
69,6
74,1
0,58
1,14
1,72
2,29
2,86
1
2
3
4
5

6. ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ
То обстоятельство, что элементы входят
в соединения некоторыми определенными
порциями приводит к выводу о прерывном
(дискретном) строении вещества.
/Дальтон ввел представление об
атомах – мельчайших частиц вещества/.

7. ЗАКОН ОБЪЕМНЫХ ОТНОШЕНИЙ
«Объемы вступающих в реакцию газов относятся
друг к другу, а также к объемам получающихся
газообразных продуктов, как небольшие целые числа».
Водород + хлор = хлороводород
VB : VX : VXB = 1 : 1: 2
Сначала предположили (Берцелиус и др.), что в равных
объемах газов содержится одинаковое число атомов:
H + Cl = HCl
Это предположение объясняло, почему один объем
водорода реагирует с одним объемом хлора, но было
неясно, почему образуется не один объем хлороводорода,
а два. Подобное расхождение с теорией имело место и для
других газов.
Противоречие устранил Авогадро /1811 г./, который
предположил, что простые газы – водород, кислород, азот,
хлор и др. состоят из молекул, содержащих по два
одинаковых атома.

8. ЗАКОН АВОГАДРО
«В равных объема любых газов при одинаковой
температуре и одном и том же давлении содержится
равное число молекул».
H2 + Cl2 = 2HCl
Из одного объема водорода и одного объема хлора
образуется два объема хлороводорода.
Следствие 1: Один моль любого газа при
одинаковых условиях занимает один и тот же объем.
При нормальных условиях (р = 101,3 кПа, t = 0ºС) 1 моль
любого газа занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем
называют молярным объемом (VМ) газа.
VМ = 22,4 л = 22,4 • 10 -3
м3

9. ЗАКОН АВОГАДРО
Следствие 2: Молярная масса /а значит и
относительная молекулярная масса Mr/ вещества в
газообразном состоянии равна его удвоенной плотности
по водороду /точнее 2,0158 плотности/.
Если в равных объемах газов при одинаковых условиях
содержится одинаковое число молекул, то очевидно, что
отношение масс равных объемов газа будет равно отношению.
Их молярных масс или отношению численно равных им
молекулярных масс.
так как V1 = V2, то n1 = n2, поэтому
m1 / m2 = M1 / M2
m1 / m2 = Д – плотность одного газа по второму.
M = 2,0158 ДН2 М = 29 Двозд
m1 = n1∙ M1
m2 = n2∙ M2

10. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА
«Каждое индивидуальное химическое
соединение независимо от метода его получения
имеет вполне определенный и постоянный
элементарный состав».
Химическое соединение – вид молекул,
характеризующийся определенным атомным составом и
строением.
Понятие «химическое соединение» следует
отличать от понятия «сложное вещество».
Сложные вещества – вещества, которые можно
разложить химическими способами на другие
вещества.

11. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА
Сложные вещества часто представляют собой не
совокупность одинаковых молекул, а системы,
содержащие наряду с обычными молекулами также
продукты их ассоциаций и диссоциации:
1. Н2О Н+
+ ОН-
состав постоянный
X(Н2О) (Н2О)X
2. H2SO4 SO3↑ + H2O ( 98,3 % )
3. TiO2 TiO + O состав переменный
O + O → O2↑ TiO2 + x(TiO2 + TiO)

12. 1. На основании следствия 1 из закона Авогадро:
Для этого находят объем, занимаемый при
нормальных условиях определенной массой данного
вещества в газообразном состоянии, а затем вычисляют
массу 22,4 л. этого вещества при тех же условиях (т.е.
молярную массу).
Пример: 0,7924 г. хлора при 0ºС и 101,3 • 103
Па
занимают объем равный 250 мл. Вычислить Mr(Cl)?
Решение: Находим массу хлора, содержащегося в
объеме 22,4 л. (22,4 • 103
мл.)
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ВЕЩЕСТВА
0,7924 г. (Cl) – 250 мл.
X= = 71 г.
0,7924 • 22400
250
X г. (Cl) – 22400
мл.

13. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ВЕЩЕСТВА
2. На основании следствия 2 из закона Авогадро:
M = 2∙DН2 ; М = 29∙Двозд
P – давление газа /размерность Па/
V – объем газа /м3
/
m – масса вещества /г/
M – молярная масса /г/моль/
T – абсолютная температура /ºК/
R – универсальная газовая константа,
равная 8,31 Дж/моль•К
PV = nRT или PV = R T
m
M
Расчет производят по формулам:
где

14. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ВЕЩЕСТВА
Пример: Вычислить молекулярную массу бензола, зная,
что масса 600 мл. паров его при 87ºС и давлении 83,2 кПа
равна 1,3 г.
Решение: Выразим значение P, V, T в ед. СИ:
Р = 8,32•104
Па; V = 6•10-4
м3
;
T = tºC + 273 = 360ºK
m • R • T 1,3 • 8,31 • 360
M = = = 78 г/моль
P • V 8,32 • 104
• 6 • 10-4
следовательно Mr (бензола) = 78

15. СПОСОБЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ АТОМНЫХ МАСС
1. Из значений молекулярных масс соответствующих
элементарных веществ /для газов/: для этого нужно знать
число атомов элемента в молекулах этих веществ.
2. Метод Канницаро /1858г./
По этому методу определяют молекулярную массу
возможно большего числа газообразных или легко летучих
соединений данного элемента. Затем на основании данных
анализа вычисляют сколько а.е.м. приходится на долю этого
элемента в молекуле каждого из этих соединений.
Наименьшее из полученных чисел принимается за искомую
массу.

16. СПОСОБЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ АТОМНЫХ МАСС
Таблица. Молекулярные массы ряда соединений углерода и %
– ное содержание углерода в этих соединениях.
соединение
Mr
а.е.м.
содержа-
ние С, %
масса С на 1
молекулу
а.е.м.
диоксид углерода
оксид углерода /II/
ацетилен
бензол
диэтиловый эфир
ацетон
44
28
26
78
74
58
27,27
42,86
92,31
92,31
64,86
62,07
12
12
24
72
48
36

17. ОПРЕДЕЛЕНИЕ АТОМНЫХ МАСС
3. Метод Дюлонга – Пти.
В 1819 г. французы П. Л. Дюлонг и А. Пти, определяя
теплоемкость различных металлов, обнаружили
закономерность /Правило Дюлонга – Пти/:
«Атомная теплоемкость /т.е. произведение удельной
теплоемкости на мольную массу атомов/ большинства
простых веществ лежит в педелах 22-29 Дж/моль•К (в среднем
~ 26 Дж/моль•К )».
Из правила Дюлонга – Пти следует, что приближенное
значение мольной массы атомов можно найти, разделив 26 на
удельную теплоемкость простого вещества /чаще всего
металла/.

18. ОПРЕДЕЛЕНИЕ АТОМНЫХ МАСС
4. Найденные предыдущими способами приближенные
значения атомных масс уточняют, используя соотношение,
связывающее мольную массу атомов с эквиваленетной массой
и валентностью элемента:
мольная масса атомов
Эквивалентная масса =
валентность
А
ЭМ =
В