Лекция 1

1. Моль. Молярная масса

 

В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Зная массу одного атома углерода (1,93310^-26 кг), можно вычислить число атомов N_A в 0,012 кг углерода

N_A = 0,012/1,93310^-26 = 6,0210²³  моль^-1

6,0210²³  моль^-1 называется постоянной Авогадро (обозначение N_A, размерность 1/моль или моль^-1). Она показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Она имеет размерность кг/моль или г/моль. Обычно ее обозначают М.

В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной (А) или относительной молекулярной массе (М) этого вещества. Например, относительные атомные и молекулярные массы С, Fe, O₂, H₂O соответственно равны 12, 56, 32, 18, а их молярные массы составляют соответственно 12 г/моль, 56 г/моль, 32 г/моль, 18 г/моль.

Следует отметить, что масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях. Между массой вещества (m, г), количеством вещества (ν, моль) и молярной массой (М, г/моль)  существуют простые соотношения

                            m = νM;                       ν = m/M;                     M = m/ν.                      

По этим формулам легко вычислить массу определенного количества вещества, либо определить число молей вещества в известной массе его, либо найти молярную массу вещества.

2. Относительная атомная и молекулярная массы

В химии традиционно применяют не абсолютные значения масс, а относительные. За единицу относительных атомных масс с 1961 г. принята атомная единица массы (сокращенно а.е.м.), представляющая собой 1/12 массы атома углерода-12, то есть изотопа углерода  ¹²С.

Относительной молекулярной массой (М_r) вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода ¹²С.

Относительная молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы, и легко подсчитывается по формуле вещества, например, формула вещества В_хД_уС_z, тогда

М_r = хА_В + уА_Д + zА_С.

3. Газовые законы

 Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объёмные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим, расчёты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в химических реакциях называются стехиометрическими расчётами. В основе их лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а также газовые законы – объёмных отношений и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии.

  Согласно закону Амедео Авогадро, в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Иными словами, одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объём. Вместе с тем, 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём. Этот объём называется мольным объёмом газа (V_о) и при нормальных условиях (0 °С = 273 К, давлении 101,325 кПа = 760 мм. рт. ст. = 1 атм) равен 22,4 дм³. Объём, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V_о, а давление – через Р_о.

Из закона Авогадро следует, что при одном и том же давлении и одинаковых температурах массы (m) равных объёмов газов относятся как их мольные массы (М)

m₁/m₂ = M₁/M₂ = D,

где D - относительная плотность первого газа по второму.

Согласно закону Роберта Бойля - Эдма Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объёму газа

Р_о/Р₁ = V₁/V_о или РV = const.

                                                            

Это означает, что по мере возрастания давления объём газа уменьшается. Впервые этот закон был сформулирован в 1662 г. Робертом Бойлем. Поскольку к его созданию причастен также французский ученый Э. Мариотт, в других странах, кроме Англии, этот закон называют двойным именем. Он представляет собой частный случай закона идеального газа (описывающего гипотетический газ, идеально подчиняющийся всем законам поведения газов).

По закону Жозефа Луи Гей-Люссака при постоянном давлении объём газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т)

V₁/T₁ = V_о/T_о или V/T = const.

 Зависимость между объёмом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссак

PV/T = P_оV_о/T_о,

где Р и V - давление и объём газа при данной температуре Т; P_о и V_о - давление и объём газа при нормальных условиях (н.у.).

Уравнение Менделеева-Клапейрона (уравнение состояния идеального газа) устанавливает соотношение массы (m, кг), температуры (Т, К), давления (Р, Па) и объёма (V, м³) газа с его мольной массой (М, кг/моль)

PV = mRT/M,

где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль•К). Кроме этого значения газовая постоянная имеет еще два значения: Р – мм рт.ст., V – см³ (мл), R = 62400; Р – атм, V – дм³ (л), R = 0,082.