WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаТехнічні науки → Номенклатура речовин і стехіометрія - Реферат

Номенклатура речовин і стехіометрія - Реферат

Щоб більш переконливо довести непересічне значення стехіометрії для розв'язання сучасних проблем екології (і економіки) досить звернути увагу на той факт, що нині щороку синтезується майже півмільйона нових хімічних сполук — щохвилини нова речовина! З них майже 40 000 потенційно токсичних.

"Ну, а що мені до того?" — скаже дехто з тих, хто вивчає екологію чи економіку. Відповідь тут проста. Ні еколог, ні економіст не буде здатним без необхідних знань зі стехіометрії науково обгрунтувати свої міркування щодо нових економічних проектів, зокрема щодо балансу користі і витрат, які будуть наслідком реалізації проектів.

Пригадуючи основні поняття з хімії середньої школи, не так уже й складно самостійно опрацювати стехіометричні розрахунки еколого-економічного змісту, знаючи, що стехіометрія базується на чотирьох основних природничих законах.

Закон збереження матерії (Лавуазьє, 1774) — це фундаментальний закон природи, згідно з яким матерія не виникає і не зникає за будь-яких перетворень. Саме стехіометричне рівняння відображає цей закон у хімічних реакціях. Загалом можна стверджувати, що кількість і вид атомів, а також і маса речовини (реагенту), що вступає в реакцію, повністю зберігається в продуктах реакції. Саме це дає змогу поставити знак рівняння в матеріальному балансі реакції, де

Маса реагентів = Маса продуктів реакції.

Але, щоб виконати розрахунки, треба знати закони, які визначатимуть склад і кількість продукту залежно від складу реагентів і умов перебігу реакції.

Закон сталості складу, або сталого відношення (Пруст, 1797). Згідно з цим законом кожна хімічна сполука характеризується певним, тільки їй властивим, складом елементів, незалежно від умов і вихідних реагентів, з яких її утворено — природно чи штучно. Отже, співвідношення маси елементів у її складі завжди є незмінною величиною. На підставі цього закону стає можливим точне визначення поняття "речовина".

Проста речовина (хімічний елемент) — це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра і однаковою кількістю електронів, але (можливо) з різною атомною масою (різними ізотопами).

Складна речовина — це хімічно стійка сполука сталого складу з будь-яких атомів. Вона характеризується індивідуальними фізико-хімічними властивостями. Фундаментальними поняттями стехіометрії є атомна (молекулярна) маса, кількість речовини, моль, молярний об'єм і деякі інші. Поняття атомна маса (вага) є фізичною величиною, а її одиницю — відносну безрозмірну характеристику — було запроваджено в практику стехіометричних розрахунків задовго до того, як реальність існування атомів було доведено. Не спиняючись тут на цікавій історії визначення атомних мас, нагадаємо лише, що в перших варіантах періодичної таблиці, яка налічувала менше половини відомих нині хімічних елементів (60-ті роки ХІХ ст.), атомну масу найлегшого атома водню було взято за одиницю. Атомні маси всіх інших елементів визначалися як відношення мас кожного з них до маси атома водню. Пізніше за одиницю атомної маси було взято 1/16 маси атома кисню, що виявилося зручнішим для визначення інших атомних мас.

1961 р. було прийнято нову єдину шкалу відносних атомних одиниць мас (або просто атомних мас) — а. о. м., виходячи з 1/12 частини маси атома ізотопу вуглецю С. Відповідно до цієї шкали а. о. м. водню становить 1,0079, а кисню — 15,9994. Відносна молекулярна маса (скорочено — молекулярна маса) дорівнює сумі атомних мас атомів, що складають молекулу. У хімічних розрахунках широко користуються поняттям "кількість речовини", одиницею якої є моль. Нагадаємо, що фізична величина кількості речовини відображає характеристику будь-якої речовини за кількістю її складових — структурних одиниць (атомів, молекул, іонів, електронів та ін.). Одиниця кількості речовини — моль — це та кількість структурних одиниць, яка дорівнює кількості атомів у 12 грамах вуглецю С. Зрозуміло, що, використовуючи поняття "моль", потрібно в кожному конкретному випадку точно визначити, які структурні одиниці розглядаються, що обумовлює масу молю конкретної речовини.

Отже, незалежно від видів структурних одиниць у кожному молі їхня кількість дорівнює кількості атомів у 12 гр. вуглецю —6,02 1023 (числу Авогадро), а маса моля конкретної речовини в грамах буде кількісно дорівнювати її відносній атомній чи молекулярній масі (а. о. м.).

У Міжнародній системі SI маса одного моля речовини є одиницею фізичної величини — молярної маси (М). Визначальне рівняння ф. в. молярної маси , де М — молярна маса однорідної речовини; m — маса речовини; n — кількість речовини (молей).

Розмірність молярної маси:

Одиниця молярної маси:

Назва одиниці молярної маси — кілограм на моль.

Кілограм на моль дорівнює масі речовини, що за кількості речовини 1 mol має масу 1 kg.

Розмірність і одиниця молярного об'єму за аналогічними визначеннями: ;

;

Назва — кубічний метр на моль.

Кубічний метр на моль дорівнює молярному об'єму речовини, що за кількості речовини в 1 моль має об'єм 1 m3.

Закон Авогадро і еквівалентів. За законом Авогадро в однакових об'ємах будь-яких газів за однакової температури й однакового тиску міститься однакова кількість молекул. Цей закон мав велике значення в дослідженні молекулярної маси речовини і запровадженні поняття "моль". Саме на підставі цього закону було розроблено низку методів обчислювання кількості атомів у молекулах різних речовин і зроблено висновок, що 1 mol будь-якого газу незалежно від кількості атомів у його молекулі за нормальних умов (101, 325 kPa i 0˚C) займає об'єм 22,4 l. З цього також зрозуміла суть спостережень Гей-Люссака (закон об'ємних відношень), що об'єми реагуючих газів відносяться один до одного і до об'ємів газоподібних продуктів реакції як невеликі цілі числа.

Із закону сталості складу і закону еквівалентів випливає, що елементи складаються в хімічні сполуки в певних кількісних співвідношеннях, тобто масі кожного елемента сполуки відповідає точно визначена маса інших елементів, які входять до складу даної сполуки, — еквівалентна маса. У сучасній хімії еквівалентом елемента (або масою еквівалента) називають таку його кількість (або масу), яка без залишку реагує з 1 молем (або масою одного моля) водню.

Визначати еквівалент (або еквівалентну масу) речовини можна не тільки з його сполук із воднем, а й зі сполук з іншими елементами, еквівалент яких відомий.

Корисно знати, що за аналогією з поняттям еквівалентної маси на практиці буває зручно застосовувати поняття еквівалентний об'єм речовини, який відповідає її еквіваленту.

Наприклад 1 mol двохатомного газу водню становить дві екві-валентні маси. Відтак об'ємний еквівалент газу водню становить22,4 : 2 = 11,2 l/mol, відповідно еквівалентний об'єм газу молекулярного кисню становитиме 22,4 : 4 = 5,6 l/mol. Виходячи з того, що еквівалентний об'єм речовини (газу) буде пропорційний відношенню масового еквівалента Е до молярної маси М, загальне рівняння для визначення об'ємного еквівалента за 273 К (0 С) і нормального тиску ~ 0,1 МРа (~ 760 мм рт. ст.) можна записати як

.

Розрахунки з використанням поняття об'ємного еквівалента в хімічних реакціях прості і зручні. Але якщо за використання еквівалентних мас результати розрахунків не залежать від параметрів тиску і температури реакційного середовища, то для розрахунків з еквівалентними об'ємами їх урахування є обов'язковим.

Висновки

Згідно з розглянутими природничими законами у стехіометричних рівняннях кількість атомів, а отже, й маса речовини, що вступають у реакцію, дорівнюють кількості тих самих атомів і масі продуктів реакції. Це дає змогу виконувати розрахунки матеріального балансу хімічних перетворень речовини як у природних, так і в технологічних процесах. Як приклад, візьмімо утворення аміаку.

1. Записуємо стехіометричне рівняння реакції (збалансоване коефіцієнтами) .

2. Визначаємо відносні молекулярні маси реагентів і продуктів реакції:

— 28, Н2 — 2, NH3 — 17.

3. Невідому масу чи об'єм будь-якого реагента чи продукту реакції, коли відома маса або об'єм одного з них, визначаємо за пропорцією відносних молекулярних мас чи кількості молей (за реакцією) і масою чи об'ємами реагуючих речовин відповідно в kg чи m3 (одне з них невідоме — Х). Наприклад, маси азоту і водню, які прореагують за утворення 1 t аміаку, визначимо з пропорції:

Loading...

 
 

Цікаве