"Химия. Профильный уровень (в 2 частях)", Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Лёвкин А.Н.
Количество вещества, моль и молярная масса помогают перейти от невидимых частиц к измеримым величинам и рассчитывать состав веществ и результаты реакций. Стехиометрические законы описывают, как сохраняются атомы и массы, почему состав соединения постоянен и в каких отношениях соединяются элементы и газы. Эти понятия нужны, чтобы читать формулы и уравнения не только как записи превращений, но и как основу точных химических расчётов.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Количество вещества n — физическая величина, которая показывает число структурных частиц в образце. Если в образце N частиц, то n = N/Nₐ, где Nₐ — постоянная Авогадро, приблизительно равная 6,02 · 10²³ моль⁻¹. Эта связь позволяет перейти от подсчёта частиц к удобной для измерений величине. Количество вещества выражают в молях.
Моль — единица количества вещества. В одном моле содержится столько частиц, сколько атомов находится в 0,012 кг углерода-12, то есть Nₐ частиц. Частицами могут быть атомы, молекулы, ионы или другие объекты, о которых идёт речь. Моль помогает считать огромные количества частиц, пользуясь обычными лабораторными измерениями.
Молярная масса M — масса одного моля вещества; её находят по формуле M = m/n, где m — масса образца, а n — его количество вещества. Единицы измерения — г/моль или кг/моль. Зная молярную массу, можно вычислить массу нужного количества вещества или, наоборот, определить количество вещества по массе. Численное значение молярной массы в г/моль совпадает с относительной молекулярной массой для молекулярного вещества.
Стехиометрический коэффициент — число перед формулой вещества в уравнении химической реакции. Он показывает, в каком количественном соотношении реагируют вещества и образуются продукты. Например, в уравнении 2H₂ + O₂ → 2H₂O коэффициенты задают соотношение частиц 2 : 1 : 2. Коэффициент относится ко всей формуле, а не к отдельному атому.
Химическая формула показывает, какие элементы входят в состав вещества и сколько атомов каждого элемента содержит его частица. Уравнение реакции описывает превращение исходных веществ в продукты, а коэффициенты перед формулами задают соотношения частиц и количеств вещества. Уравнение составляют так, чтобы число атомов каждого элемента слева и справа совпадало. Это необходимо, потому что химическая реакция меняет связи между атомами, но не сами атомные ядра; коэффициенты помогают записать такое превращение без потери или появления атомов.
Закон сохранения массы утверждает, что в химической реакции общая масса реагентов равна общей массе продуктов, если реакцию рассматривают в замкнутой системе. Причина в том, что атомы не исчезают и не возникают заново, а лишь перегруппировываются. Поскольку сохраняется число атомов каждого элемента, сохраняется и суммарная масса. В открытом сосуде масса измеряемой системы может измениться, если газ покидает её или поступает извне, хотя закон для всей системы остаётся верным.
Закон постоянства состава означает, что чистое химическое соединение всегда имеет одинаковый качественный и количественный состав, каким бы способом его ни получили. При образовании этого вещества атомы соединяются в определённом соотношении, которое задаётся формулой. Поэтому в чистом образце соотношение масс элементов неизменно. Например, любая порция углекислого газа содержит углерод и кислород в одном и том же массовом отношении; примеси к чистому веществу не относятся.
Закон кратных отношений применяют, если два элемента образуют несколько разных соединений. Сначала сравнивают массы одного элемента, приходящиеся на одинаковую массу второго. Эти массы относятся как небольшие целые числа, потому что атомы соединяются целыми частицами, а в формулах веществ указаны целые числа атомов. Закон позволяет проверить, согласуются ли данные о составе соединений с их атомным строением.
Для газов при одинаковых температуре и давлении закон объёмных отношений устанавливает, что объёмы реагирующих газов и газообразных продуктов относятся как небольшие целые числа. Это связано с тем, что при данных условиях объём газа пропорционален количеству вещества. Закон Авогадро формулирует эту связь через частицы: равные объёмы разных газов при одинаковых температуре и давлении содержат равное число частиц. Поэтому отношение объёмов газов совпадает с отношением их количеств вещества, а коэффициенты уравнения реакции можно использовать для расчёта газовых объёмов.
| Закон | Содержание | Условие применения | Как использовать в расчётах |
|---|---|---|---|
| Сохранения массы | Суммарная масса реагентов равна суммарной массе продуктов. | Химическая реакция; учитывают всю систему, в том числе газы. | Находят неизвестную массу по равенству общей массы до и после реакции. |
| Постоянства состава | Чистое соединение имеет постоянное соотношение элементов. | Исследуют чистое химическое соединение, а не смесь. | Используют формулу и массовые доли элементов для вычисления состава порции. |
| Кратных отношений | Массы одного элемента при одинаковой массе другого относятся как небольшие целые числа. | Два элемента образуют несколько соединений. | Приводят массы одного элемента к одинаковой массе второго и сравнивают отношение. |
| Объёмных отношений газов | Объёмы реагирующих газов и газообразных продуктов относятся как небольшие целые числа. | Сравнивают газы при одинаковых температуре и давлении. | Используют коэффициенты уравнения для нахождения отношений объёмов газов. |
| Авогадро | Равные объёмы газов при одинаковых условиях содержат равное число частиц. | Сравнивают газы при одинаковых температуре и давлении. | Переходят от равенства объёмов к равенству количеств вещества и чисел частиц. |
Сначала определите, какие вещества и величины даны в задаче: массы, состав соединения или объёмы газов. Затем выберите закон, условия которого соблюдены, и запишите соответствующее равенство или отношение. Проверьте, что сравниваете одинаковые величины и, для газов, одинаковые условия.
В реакции образовалось 18 г воды из водорода и кислорода. Требуется найти суммарную массу вступивших в реакцию веществ. Здесь не нужно отдельно определять массы газов: достаточно применить закон сохранения массы. Предполагается, что учтены все вещества и реакция рассматривается как замкнутая система.
Ответ: 18 г.
В 44 г углекислого газа содержится 12 г углерода. Нужно определить массу кислорода в этой порции. Углекислый газ — чистое соединение, поэтому его общая масса складывается из масс входящих в него элементов. Вычитаем известную массу углерода из массы образца.
Ответ: 32 г кислорода.
Даны два соединения азота с кислородом: на 14 г азота в первом приходится 16 г кислорода, во втором — 32 г. Нужно проверить закон кратных отношений. Массы азота уже одинаковы, поэтому сравниваем только соответствующие им массы кислорода. Если их отношение выражается небольшими целыми числами, данные согласуются с законом.
Ответ: да, отношение масс кислорода равно 1 : 2.
Путать количество вещества с массой. Моль характеризует число частиц, а не массу образца: у одного моля разных веществ массы различаются. Ошибку допускают, потому что и количество вещества, и массу используют для описания образца. Проверьте себя: количество вещества измеряется в молях, а массу — в граммах или килограммах; связь между ними задаёт M = m/n.
Менять индексы при уравнивании реакции. Индекс входит в состав формулы, поэтому его изменение означало бы, что вместо исходного вещества записано другое. Путаница возникает из-за того, что и индексы, и коэффициенты влияют на число атомов в записи. Проверка проста: сохраняйте индексы формул, меняйте только коэффициенты перед ними и пересчитывайте атомы по обе стороны уравнения.
Применять закон объёмных отношений к жидкостям и твёрдым веществам. Этот закон связывает объёмы именно реагирующих газов, измеренные при одинаковых температуре и давлении. Ошибка появляется, когда слово «объём» принимают за указание на любую форму вещества. Перед расчётом проверьте агрегатное состояние веществ и условия измерения газа.
Сравнивать массы элементов без приведения к одинаковой массе второго элемента. Закон кратных отношений требует сравнить массы одного элемента, приходящиеся на одинаковую массу другого. Если исходные массы второго элемента различны, прямое сравнение может дать неверный вывод. Приведите данные к общей массе, пересчитав пропорцию, а затем сократите отношение полученных масс.
Для работы с понятиями и законами нужны знания о строении атома, химических формулах, относительных атомных массах и составлении уравнений реакций. Формула сообщает, какие частицы нужно учитывать, а уравнение показывает их соотношение при превращении. Эти основы позволяют использовать коэффициенты для расчётов, а атомные массы — связывать число частиц с массой образца. В дальнейшем те же законы применяются при определении состава веществ и количественных расчётах по уравнениям реакций.
Чем количество вещества отличается от массы?
Масса показывает, сколько весит образец, а количество вещества — сколько в нём структурных частиц. Один и тот же моль разных веществ может иметь разную массу.
Сколько частиц содержится в одном моле?
В одном моле содержится постоянная Авогадро частиц: Nₐ ≈ 6,02 · 10²³ моль⁻¹. Это могут быть атомы, молекулы, ионы или другие указанные структурные частицы.
Почему при уравнивании реакции меняют коэффициенты, а не индексы?
Индекс входит в формулу и задаёт состав конкретного вещества. Коэффициент показывает число частиц вещества в реакции, поэтому его изменение уравнивает количество атомов, не меняя сами вещества.
Всегда ли масса продуктов реакции равна массе реагентов?
В замкнутой системе общая масса продуктов равна общей массе вступивших в реакцию веществ. Если часть газа улетучилась или вещество поступало извне, измеренная масса открытой системы может измениться.
При каких условиях можно применять закон объёмных отношений газов?
Его применяют к реагирующим газам, когда их объёмы сравнивают при одинаковых температуре и давлении. Для жидкостей и твёрдых веществ этот закон не используют.
§ 1. Основные понятия химии. Стехиометрические законы
