Famoso químico inglés Robert Boyle al realizar varios experimentos con metales, noté que cuando los metales se calientan fuertemente en el aire, su masa aumenta. Como resultado, el científico sugirió que como resultado de una reacción química que ocurre cuando se calienta, la masa de sustancias debería cambiar. Robert Boyle creía que cuando se calientan, los metales reaccionan con un cierto "Materia ardiente" contenido en la llama. "Materia ardiente" llamado flogisto.
El científico ruso Mikhail Vasilyevich Lomonosov cambió la configuración experimental y calentó metales no al aire libre, sino en retortas de vidrio herméticamente selladas. Al configurar el experimento de esta manera, la masa de la retorta con metal antes y después del calentamiento permaneció igual.
Cuando se abrió una réplica de este tipo, resultó que el metal se transformó parcialmente en otra sustancia que cubría la superficie del metal. En consecuencia, el metal reaccionó con el aire que estaba en la retorta. M.V. Lomonosov llegó a una conclusión muy importante. Si la masa total de la retorta antes y después de la calcinación no cambió, entonces la masa del aire contenido en el recipiente disminuyó en la misma cantidad que la masa del metal aumentó (debido a la formación de una nueva sustancia en su superficie). .
La masa de aire en la retorta realmente disminuyó, ya que cuando se abrió, el aire "Rompió en" en la réplica con un silbido.
Por lo tanto, fue formulado ley de conservación masiva:
La masa de sustancias que han entrado en una reacción química es igual a la masa de sustancias obtenidas como resultado de la reacción.
El descubrimiento de la ley de conservación de la masa asestó un duro golpe a la teoría errónea del flogisto, que contribuyó al rápido desarrollo de la química. De la ley de conservación de la masa se sigue que las sustancias no pueden surgir de la nada y convertirse en nada. Las sustancias solo se transforman entre sí.
Por ejemplo, cuando una vela arde, su masa disminuye. Se puede suponer que la sustancia de la que está hecha la vela desaparece sin dejar rastro. De hecho, este no es el caso. En este caso, no se tienen en cuenta todas las sustancias que intervienen en la reacción química de quemar una vela.
La vela arde debido a la presencia de oxígeno en el aire. En consecuencia, la sustancia de la que está hecha la vela, la parafina, reacciona con el oxígeno. En este caso, se forman dióxido de carbono y vapor de agua; estos son los productos de reacción. Si medimos las masas de los productos de reacción, dióxido de carbono y vapor de agua, entonces su masa será igual a la masa de parafina y oxígeno que han reaccionado. En este caso, los productos de reacción simplemente no se pueden ver.
En el laboratorio, la ley de conservación de la masa se puede demostrar de la siguiente manera. Cualquier sustancia que pueda reaccionar con el oxígeno debe colocarse en el matraz. El matraz se cierra herméticamente con un tapón y se pesa. A continuación, calienta el matraz. Cuando se calienta, la sustancia reaccionará con el oxígeno del aire. Cuando el matraz se haya enfriado, vuelva a pesarlo. La masa del matraz seguirá siendo la misma.
Se descubre la ley de conservación masiva M.V. Lomonosov en 1748. En 1773, un químico francés obtuvo los mismos resultados experimentales, independientemente de Lomonosov. Antoine Laurent Lavoisier.
Cálculos utilizando la ley de conservación de la masa.
Utilizando la ley de conservación de la masa, puede calcular la masa de una de las sustancias que reaccionan o de una de las sustancias resultantes, si se conocen las masas de todas las demás sustancias.
Cuando el hierro se quema en oxígeno, se forma la llamada incrustación de hierro. ¿Cuál es la masa de la cascarilla de hierro, si la reacción entra ¿5,6 g de hierro y 3,2 g de oxígeno?
De la ley de conservación de la masa se deduce que la masa total de hierro y oxígeno (reactivos) es igual a la masa de escamas de hierro (producto). Por lo tanto, la masa de óxido de hierro es 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.
Veamos otro ejemplo. Cuando una corriente eléctrica pasa a través del agua, el agua se descompone en sustancias simples: hidrógeno y oxígeno. ¿Cuál es la masa de oxígeno si se obtienen 1.3 g de hidrógeno a partir de 12 g de agua?
Para mayor claridad, trazaremos un diagrama del proceso en curso, denotamos la masa de oxígeno como X gramo:
- Ley de conservación masiva sustancia fue descubierta por el científico ruso M.V. Lomonosov
- Formulación de la ley de conservación de la masa.: la masa de sustancias que han entrado en una reacción química es siempre igual a la masa de sustancias obtenidas como resultado de la reacción
Los productos de cualquier reacción química están compuestos por los mismos átomos de los que estaban formadas las sustancias originales. En las reacciones químicas, los átomos se conservan, lo que significa que también se debe preservar la masa de todos los átomos. En este caso, los productos de cualquier reacción química deben tener la misma masa que los materiales de partida.
Después de realizar algunos experimentos, puede parecer que la afirmación sobre la masa de sustancias es incorrecta. Por ejemplo, cuando se calcinan, los metales se convierten en escamas quebradizas, cuya masa es siempre mayor que la masa de los metales antes del experimento. ¿Pero por qué? ¿Quizás alguna partícula del aire está adherida al metal? MV Lomonosov encontró la respuesta a esta pregunta: calcinó metales en recipientes cerrados. El metal se convirtió en escamas y la masa del recipiente con escamas permaneció igual que la masa del recipiente con metal. Resulta que la masa contenida en el recipiente de aire ha disminuido tanto como ha aumentado la masa del metal.
La masa de sustancias que han entrado en una reacción química es siempre igual a la masa de las sustancias formadas.
Esta de las leyes básicas de la química se llama ley de conservación de la masa de materia. Esta ley fue formulada por primera vez por M.V. Lomonosov de la siguiente manera:
"Todos los cambios que ocurren en la naturaleza son la esencia de un estado tal que cuanto se quita de un cuerpo, tanto se agregará a otro, de modo que si se pierde un poco de materia, se multiplicará en otro lugar".
De la ley de conservación de la masa de materia se deduce que las sustancias no pueden surgir de la nada y de la nada, ni convertirse en nada. Incluso si nos parece que se obtiene una cantidad en exceso de una sustancia durante una reacción química, o que la masa de una sustancia después de una reacción química se ha vuelto más pequeña, esto significa que no hemos tenido en cuenta todas las sustancias que participan en el proceso. reacción o sustancias resultantes.
Por ejemplo, cuando la madera se quema, nos parece que las sustancias de las que se forma desaparecen sin dejar rastro. Pero con un estudio cuidadoso de la reacción, se puede ver que esto no es así: la masa de sustancias consumidas durante la combustión de la madera (madera + oxígeno) es igual a la masa de agua, cenizas y dióxido de carbono que se obtienen durante la combustión. .
Utilizando la ley de conservación de la masa, puede calcular la masa de una sustancia que reacciona o de una de las sustancias resultantes, si se conocen las masas de todas las demás. Entonces, si es necesario averiguar la masa de oxígeno obtenida durante la descomposición de una cierta cantidad de óxido de mercurio, entonces para esto no necesitamos recolectar oxígeno para pesar. Es suficiente determinar la masa de óxido de mercurio que participa en la reacción y la masa de mercurio que se liberó como resultado de la reacción. Según la ley de conservación de la masa, la suma de las masas de mercurio y oxígeno es igual a la masa de óxido de mercurio descompuesto. Por tanto, restando la masa de mercurio obtenida de la masa de óxido de mercurio, obtenemos la masa de oxígeno liberado.
Por ejemplo, resolvamos el siguiente problema: tomamos 2.56 g de óxido de mercurio y después de la reacción obtuvimos 1.95 g de mercurio. ¿Cuál es la masa de oxígeno que se forma como resultado de la reacción?
Óxido de mercurio = mercurio + oxígeno
2,56 = 1,95 + x
x = 2,56 - 1,95
sitio, con copia total o parcial del material, se requiere un enlace a la fuente.
La química es la ciencia de las sustancias, su estructura, propiedades y su transformación resultante de reacciones químicas, que se basan en leyes químicas. Toda la química general se basa en 4 leyes básicas, muchas de las cuales fueron descubiertas por científicos rusos. Pero este artículo se centrará en la ley de conservación de la masa de sustancias, que se incluye en las leyes básicas de la química.
Consideremos en detalle la ley de conservación de la masa de materia. El artículo describirá la historia del descubrimiento de la ley, su esencia y componentes.
La ley de conservación de la masa de materia (química): formulación
La masa de sustancias que entran en una reacción química es igual a la masa de sustancias que resultan de ella.
Pero volvamos a la historia. Hace más de 20 siglos, el antiguo filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia son partículas invisibles. Fue solo en el siglo XVII que un químico de origen inglés presentó una teoría: toda la materia se construye a partir de las partículas más pequeñas de materia. Boyle experimentó con el metal calentándolo sobre un fuego. Pesó los recipientes antes y después de calentarlos y notó que el peso aumentaba. La madera quemada dio el efecto contrario: la ceniza pesaba menos madera.
Nueva historia
La ley de conservación de la masa de sustancias (química) fue proporcionada a la asociación científica en 1748 por M.V. Lomonosov, y en 1756 se evidenció experimentalmente. El científico ruso proporcionó pruebas. Si calienta cápsulas herméticamente selladas con estaño y pesa las cápsulas antes de calentarlas y luego después, la ley de conservación de la masa de una sustancia (química) será obvia. La formulación expresada por el científico Lomonosov es muy similar a la moderna. El científico natural ruso hizo una contribución innegable al desarrollo de la ciencia atómico-molecular. Combinó la ley de conservación de la masa de sustancias (química) con la ley de conservación de la energía. La enseñanza actual ha confirmado estas creencias. Y solo treinta años después, en 1789, el naturalista Lavoisier de Francia confirmó la teoría de Lomonosov. Pero eso fue solo una suposición. Se convirtió en ley en el siglo XX (inicio), después de 10 años de investigación por parte del científico alemán G. Landolt.
Ejemplos de experimentos
Considere los experimentos que pueden confirmar la ley de conservación de la masa de sustancias (química). Ejemplos:
- Poner fósforo rojo en un recipiente, cerrarlo bien con un corcho y pesar. Calentar a fuego lento. La formación de humo blanco (óxido de fósforo) indica que se ha producido una reacción química. Pesamos nuevamente y nos aseguramos de que el peso del recipiente con la sustancia obtenida no haya cambiado. Ecuación de reacción: 4P + 3O2 = 2P2O3.
- Cogemos dos embarcaciones de Landolt. En uno de ellos, con cuidado, para no mezclar, vierta los reactivos de nitrato de plomo y yoduro de potasio. También colocamos cloruro férrico en otro recipiente. Cierre bien los vasos. Las escalas deben estar equilibradas. Mezclamos el contenido de cada recipiente. En uno, se forma un precipitado amarillo: este es yoduro de plomo, en el otro, se obtiene tiocianato de hierro de un color rojo oscuro. Cuando se formaron nuevas sustancias, el equilibrio permaneció en equilibrio.
- Encendamos una vela y la metemos en un recipiente. Sellamos este recipiente herméticamente. Equilibrar las escalas. Cuando el recipiente se quede sin aire, la vela se apagará, la reacción terminará. El equilibrio estará equilibrado, por lo que el peso de los reactivos y el peso de las sustancias resultantes serán los mismos.
- Realicemos un experimento más y consideremos la ley de conservación de la masa de sustancias (química) como ejemplo. La fórmula del cloruro de calcio es CaCl2 y la del ácido sulfato es H2SO4. Cuando estas sustancias interactúan, se forma un precipitado blanco: sulfato de calcio (CaSO4) y ácido clorhídrico (HCl). Para el experimento, necesitamos una balanza y un recipiente Landolt. Vierta con mucho cuidado cloruro de calcio y ácido sulfato en el recipiente, sin revolverlos, ciérrelos bien con un corcho. Pesamos en la balanza. Luego mezclamos los reactivos y observamos que precipita un precipitado blanco (sulfato de calcio). Esto indica que ha ocurrido una reacción química. Pesamos el recipiente de nuevo. El peso sigue siendo el mismo. La ecuación para esta reacción se verá así: CaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl.
El principal
El objetivo principal de una reacción química es destruir moléculas en algunas sustancias y, posteriormente, formar nuevas moléculas de una sustancia. En este caso, el número de átomos de cada sustancia antes y después de la interacción permanece sin cambios. Cuando se forman nuevas sustancias, se libera energía, y cuando se descomponen con su absorción, entonces hay un efecto energético, que se manifiesta en forma de absorción o liberación de calor. Durante una reacción química, las moléculas de las sustancias iniciales, los reactivos, se descomponen en átomos, a partir de los cuales se obtienen los productos de la reacción química. Los átomos mismos permanecen sin cambios.
La reacción puede durar siglos o puede ser rápida. En la fabricación de productos químicos, es necesario conocer la velocidad de una reacción química en particular, con la absorción o liberación de temperatura, pasa, qué presión se necesita, la cantidad de reactivos y catalizadores. Los catalizadores son una sustancia de bajo peso que no participa en una reacción química, pero afecta significativamente su velocidad.
Cómo escribir ecuaciones químicas
Conociendo la ley de conservación de la masa de sustancias (química), se puede entender cómo elaborar correctamente ecuaciones químicas.
- Se requiere conocer las fórmulas de los reactivos que entran en una reacción química y las fórmulas de los productos que resultan de ella.
- A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos, entre las que se coloca el signo “+”, ya la derecha, las fórmulas de los productos resultantes con el signo “+” entre ellas. Entre las fórmulas de los reactivos y los productos resultantes se coloca un signo "=" o una flecha.
- El número de átomos de todos los componentes de los reactivos debe ser igual al número de átomos de los productos. Por tanto, se calculan los coeficientes, que se colocan delante de las fórmulas.
- Está prohibido mover fórmulas del lado izquierdo de la ecuación al lado derecho o cambiar sus lugares.
Importancia de la ley
La ley de conservación de la masa de sustancias (química) hizo posible que un tema interesante se desarrollara como ciencia. Averigüemos por qué.
- La gran importancia de la ley de conservación de la masa de sustancias en química radica en el hecho de que los cálculos químicos para la industria se realizan en base a ella. Suponga que desea obtener 9 kg de sulfuro de cobre. Sabemos que la reacción del cobre y el azufre ocurre en proporciones de masa de 2: 1. Según esta ley, la reacción química del cobre que pesa 1 kg y el azufre que pesa 2 kg produce sulfuro de cobre que pesa 3 kg. Como necesitamos obtener sulfuro de cobre con un peso de 9 kg, es decir, 3 veces más, se necesitarán 3 veces más reactivos. Eso es 6 kg de cobre y 3 kg de azufre.
- La capacidad de crear ecuaciones químicas correctas.
Conclusión
Después de leer este artículo, no deberían quedar dudas sobre la esencia de esta ley de la historia de su descubrimiento, a la que, por cierto, nuestro célebre compatriota, el científico M.V. Lomonosov. Lo que nuevamente confirma cuán grande es la fuerza de la ciencia doméstica. También quedó claro el significado del descubrimiento de esta ley y su significado. Y aquellos que no entendieron en la escuela, después de leer el artículo, deben aprender o recordar cómo hacerlo.
La ley de conservación de la masa de sustancias es una de las leyes más importantes de la química. Fue descubierto por M.V. Lomonosov, y luego confirmado experimentalmente por A. Lavoisier. Entonces, ¿cuál es la esencia de esta ley?
Historia
La ley de conservación de la masa de sustancias fue formulada por primera vez por M.V. Lomonosov en 1748, y la confirmó experimentalmente con el ejemplo de la cocción de metales en recipientes sellados en 1756. Lomonosov conectó la ley de conservación de la masa de sustancias con la ley de conservación de la energía (impulso). Consideró estas leyes en unidad como una ley universal de la naturaleza.
Arroz. 1. M. V. Lomonosov.
Pero incluso antes de Lomonosov, hace más de 20 siglos, el antiguo científico griego Demócrito asumió que todos los seres vivos y no vivos consisten en partículas invisibles. más tarde, en el siglo XVII, R. Boyle confirmó estas suposiciones. Experimentó con metal y madera y descubrió que el peso del metal después del calentamiento aumentaba, mientras que el peso de la ceniza en comparación con la madera, por el contrario, disminuía.
Independientemente de MV Lomonosov, la ley de conservación de la masa de materia fue establecida en 1789 por el químico francés A. Lavoisier, quien demostró que durante las reacciones químicas no solo se conserva la masa total de sustancias, sino también la masa de cada uno de los elementos. que componen las sustancias que interactúan.
Las opiniones de Lomonosov y Lavoisier han sido confirmadas por la ciencia moderna. En 1905, A. Einstein demostró que existe una relación entre la masa de un cuerpo (m) y su energía (E), expresada por la ecuación:
donde c es la velocidad de la luz en el vacío.
Arroz. 2. Albert Einstein.
Por tanto, la ley de conservación de la masa proporciona una base material para la elaboración de las ecuaciones de las reacciones químicas.
La esencia de la ley de conservación de la masa de materia.
La ley de conservación de la masa de materia es la siguiente: la masa de sustancias que entran en una reacción química es igual a la masa de sustancias formadas como resultado de la reacción.
Arroz. 3. La ley de conservación de la masa de materia.
Al escribir las ecuaciones de las reacciones químicas, debe controlar el cumplimiento de esta ley. El número de átomos de un elemento en los lados izquierdo y derecho de las reacciones debe ser el mismo, ya que las partículas atómicas en las transformaciones químicas son indivisibles y no desaparecen en ningún lugar, sino que solo pasan de una sustancia a otra. La esencia de una reacción química es la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros enlaces. Dado que estos procesos están asociados con el consumo y la producción de energía, se puede establecer el signo igual en las reacciones si se tienen en cuenta los factores energéticos, las condiciones de reacción y los estados agregados de las sustancias.
Muy a menudo, el signo igual, especialmente en reacciones inorgánicas, se pone sin tener en cuenta los factores necesarios, haciendo una notación simplificada. Al igualar los coeficientes, primero se iguala el número de átomos metálicos, luego el número de átomos no metálicos, luego el hidrógeno y al final se verifica el oxígeno.
¿Qué hemos aprendido?
La ley de conservación de la masa de materia se estudia en la escuela de química de octavo grado, ya que comprender su esencia es necesario para la correcta compilación de ecuaciones de reacción. El antiguo científico griego Demócrito sugirió que cualquier materia en la tierra consiste en partículas invisibles, y sus seguidores más modernos Lomonosov, Lavoisier, Einstein lo demostraron experimentalmente.
QUÍMICA
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En las instrucciones metodológicas, se consideran ideas modernas sobre la estructura del átomo, la estructura del sistema periódico de elementos, se da una explicación de las propiedades de los elementos químicos, según su posición en el sistema periódico. Se presentan los principales tipos de enlaces químicos y los mecanismos de su formación. Se dan ejemplos de la compilación de las configuraciones electrónicas de átomos y el esquema de formación de compuestos químicos.
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1 Conceptos básicos de química
Química- una de las áreas más importantes y extensas de las ciencias naturales, la ciencia de las sustancias, sus propiedades, estructura y transformaciones que ocurren como resultado de reacciones químicas, así como las leyes fundamentales que rigen estas transformaciones.
Sustancia - una especie de materia que tiene una masa en reposo. Está formado por partículas elementales: electrones, protones, neutrones, mesones, etc. La química estudia principalmente la materia, organizada en átomos, moléculas, iones y radicales. Dichas sustancias generalmente se subdividen en simples y complejas (compuestos químicos).
1.1 Sustancias simples y complejas. Alotropía
Sustancias simples están formados por átomos de un elemento químico y por lo tanto son una forma de su existencia en estado libre, por ejemplo, azufre, hierro, ozono, diamante, nitrógeno.
Sustancias complejas están formados por diferentes elementos y pueden tener una composición constante (compuestos estequiométricos o daltónidos) o variable dentro de ciertos límites (compuestos no estequiométricos o berthólidos).
Elemento químico- un conjunto de átomos con la misma carga nuclear, el número de protones, que coincide con el número de serie en la Tabla Periódica de los Elementos de Mendeleev. Cada elemento químico tiene su propio nombre y símbolo.
Átomo - la parte químicamente indivisible más pequeña de un elemento químico, que es el portador de sus propiedades.
Concepto sustancia simple no se puede identificar con el concepto elemento químico ... Las propiedades de un elemento químico se refieren a sus átomos individuales. Las propiedades de una sustancia simple: densidad, solubilidad, puntos de fusión y ebullición se refieren a un conjunto de átomos. Un mismo elemento químico puede existir en forma de dos o más sustancias simples, de diferente estructura y propiedades. Este fenómeno se llama alotropía y las sustancias formadoras: modificaciones alotrópicas o formas alotrópicas.
El elemento químico oxígeno forma dos modificaciones alotrópicas: oxígeno y ozono, el elemento carbono forma cuatro modificaciones alotrópicas: diamante, grafito, carbeno, fullereno.
El fenómeno de la alotropía se debe a dos razones: un número diferente de átomos en una molécula (por ejemplo, oxígeno Sobre 2 y ozono Alrededor de 3) o la formación de diversas formas cristalinas (por ejemplo, el carbono forma modificaciones alotrópicas como diamante, grafito, carbino, fullereno).
En la estructura del diamante, cada átomo de carbono está ubicado en el centro de un tetraedro, cuyos vértices son los cuatro átomos más cercanos.
En la estructura cristalina del grafito, los átomos de carbono forman anillos hexagonales, que a su vez forman una red fuerte y estable, similar a un panal. Las rejillas están dispuestas una encima de la otra en capas que están débilmente conectadas entre sí.
En una molécula de carbeno, los átomos de carbono están unidos en cadenas mediante enlaces triples o sencillos, o mediante enlaces dobles.
En fullereno, una cuadrícula plana de hexágonos se dobla y se cose en una esfera cerrada. Los átomos de carbono que forman la esfera están estrechamente unidos.
Sustancias complejas no constan de sustancias simples, sino de elementos químicos. Entonces, el hidrógeno y el oxígeno que componen el agua están contenidos en el agua no en forma de hidrógeno y oxígeno gaseosos con sus propiedades características, sino en la forma elementos hidrógeno y oxígeno.
Las sustancias se clasifican en sustancias moleculares y no moleculares.
Las sustancias de estructura molecular son sustancias cuya unidad estructural principal es una molécula.
Las sustancias de estructura no molecular son sustancias cuyas principales unidades estructurales son átomos o iones.
Para mostrar la composición cualitativa y cuantitativa de una sustancia, se utiliza una unidad de fórmula.
Unidad de fórmula(FE) Es una partícula real o convencional denotada por una fórmula química.
La fórmula química es un registro condicional de la composición de una sustancia mediante símbolos e índices químicos.
La unidad de fórmula de una sustancia de estructura molecular es una molécula.
Molécula- una partícula eléctricamente neutra de una sustancia, que es un conjunto cerrado de un número finito de átomos, interconectados por las fuerzas de enlaces covalentes y que forman una determinada estructura.
El átomo es la unidad de fórmula de una sustancia simple de estructura no molecular. Por ejemplo, la unidad de fórmula del silicio es el átomo de Si.
La unidad de fórmula de una sustancia compleja de estructura no molecular es una "molécula condicional". Por ejemplo, la unidad de fórmula del óxido de silicio es una partícula condicional que consta de un átomo de silicio (Si) y dos átomos de oxígeno (O). Es condicional porque en un cristal de óxido de silicio (IV) no hay moléculas individuales de SiO 2, se compone de muchos átomos de silicio y oxígeno. Pero todo el cristal se puede dividir condicionalmente en grupos, cada uno de los cuales tendrá un átomo de Si y dos átomos de O. Por lo tanto, la unidad de fórmula del óxido de silicio (IV) es una partícula condicional, que no existe realmente: SiO 2.
Si una sustancia no molecular forma una red cristalina iónica, por ejemplo, cloruro de sodio. Su unidad de fórmula será una partícula condicional que consta de un ion Na + y un ion Cl -. Es condicional porque no hay moléculas de NaCl en el cristal de cloruro de sodio, ya que está formado por iones. Pero todo este cristal se puede dividir en grupos de iones, cada uno de los cuales tendrá un ion Na + y un ion Cl -. En consecuencia, la unidad de fórmula del cloruro de sodio es una partícula condicional que consta de dos iones: NaCl.
1.2 Masa atómica relativa
Los métodos de investigación modernos permiten determinar las masas extremadamente pequeñas de átomos con gran precisión. Entonces, por ejemplo, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.674 × 10 -27 kg, carbono - 1.993 × 10-26 kg.
En química, no se utilizan tradicionalmente valores absolutos de masas atómicas, sino valores relativos. Se denominan relativos porque se calculan en relación con la masa del patrón. Actualmente, se ha elegido como estándar 1/12 de la masa absoluta del átomo del isótopo de carbono 12 С. - unidad de masa atómica(amu abreviado).
a.u. = m a (12 C) / 12 = 19,9272 10-27 kg / 12 = 1,66 10-27 kg = 1,66 10-24 g
Masa atómica relativa Es una cantidad adimensional igual a la relación entre la masa absoluta de un átomo dado y 1/12 de la masa del isótopo 12 C.
Los elementos químicos en la naturaleza son una mezcla de isótopos con diferentes fracciones de masa. Con base en esto, la masa absoluta de un átomo de un elemento químico significa el valor promedio.
Masa absoluta promedio de un átomo de un elemento- la masa de un átomo de un elemento, expresada en kg, calculada teniendo en cuenta su composición isotópica.
Masa atómica relativa de un elemento(o simplemente masa atómica) es una cantidad adimensional igual a la relación entre la masa absoluta promedio de un átomo de un elemento y 1/12 de la masa del isótopo 12 C.
Las masas atómicas de los elementos denotan A r donde index r- letra inicial de una palabra inglesa relativo - relativo. Registros A r (H), A r (O), A r (C ) Es la masa atómica relativa del hidrógeno, la masa atómica relativa del oxígeno y la masa atómica relativa del carbono, respectivamente.
1.3 Peso molecular relativo
Peso molecular relativo (Mr) se llama una cantidad igual a la relación entre la masa de una molécula de una sustancia y 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 C.
La masa molecular es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman la molécula de la sustancia.
El peso molecular relativo muestra cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia dada es más de 1/12 de la masa de un átomo 12 CON... Por tanto, el peso molecular del oxígeno M r (O 2 ) es igual a 32. Esto significa que la masa de una molécula de oxígeno es 32 veces mayor que 1/12 de la masa de un átomo 12 C .
El concepto de "peso molecular relativo" no se puede aplicar a sustancias complejas de estructura no molecular. Dado que las unidades estructurales de tales sustancias no son moléculas, sino unidades de fórmula condicionales, se les aplica el término "masa relativa de fórmula" (Mfr).
Masa de fórmula relativa- un valor igual a la relación entre la masa de una unidad de fórmula de una sustancia y 1/12 de la masa del isótopo 12 C.
1.4 Topo. Masa molar
Las partículas más pequeñas (moléculas, átomos, iones, electrones) están involucradas en los procesos químicos. El número de tales partículas, incluso en una pequeña porción de una sustancia, es muy grande. Por lo tanto, para evitar operaciones matemáticas con números grandes, se usa una unidad especial para caracterizar la cantidad de una sustancia que participa en una reacción química: el mol.
Polilla- la cantidad de una sustancia que contiene tantos átomos, moléculas, iones, electrones u otras unidades estructurales como átomos hay en 0,012 kg de carbono 12 C.
El número de átomos en 0.012 kg de carbono, o en 1 mol, se llama número de Avogadro (NA) y es 6.02 · 10 23.
Basado en esto, podemos decir que Topo Es la cantidad de una sustancia que contiene 6.02 × 10 23 unidades estructurales (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.)
Aplicando el concepto de topo, es necesario en cada caso concreto indicar exactamente a qué unidades estructurales se refiere. Por ejemplo, un mol de átomos de H, un mol de una molécula de H2, un mol de iones de H + .
La masa de un mol de una sustancia se llama masa molar de la sustancia (M) .
La masa de una sustancia (m) es numéricamente igual al producto de su cantidad (n) por su masa molar: 
Dado que un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de unidades estructurales, la masa molar de una sustancia es proporcional a la masa de la unidad estructural correspondiente, es decir, la masa molecular relativa (M r):
K = 1, ya que para el carbono M r = 12 amu, y la masa molar es 12 (según la definición del concepto de mol), por lo tanto, los valores numéricos
M (g / mol) = M r.
De ello se deduce que la masa molar de una sustancia, expresada en gramos, tiene el mismo valor numérico que su masa molecular relativa.
1.5 Equivalente. Factor de equivalencia. Equivalente de masa molar
Equivalente (E)- una partícula real o condicional de una sustancia que puede reemplazar, agregar o ser de alguna otra manera equivalente (es decir, equivalente) a un átomo o ión de hidrógeno en reacciones de intercambio o un electrón en reacciones redox.
Una partícula de una sustancia, llamada equivalente, puede ser igual o un número entero de veces menor que la unidad de fórmula correspondiente a una sustancia dada.
Y al igual que la composición de moléculas, átomos o iones, la composición de un equivalente se expresa mediante fórmulas y signos químicos.
Para determinar la composición del equivalente de una sustancia y escribir correctamente su fórmula química, se debe partir de una reacción específica en la que interviene esta sustancia.
Se dan varios ejemplos de definición de la fórmula equivalente.
En una reacción de intercambio
KOH + HCl = KCl + H2O; (1)
K + + OH - + H + + Cl - = K + + Cl - + H 2 O;
H + + OH - = H 2 O
un ion hidroxilo reacciona con un ion hidrógeno.
Según la definición del equivalente, E (OH -) = OH -, y el equivalente de hidróxido de potasio será respectivamente igual a la unidad de fórmula KOH:
E (KOH) = KOH.
En una reacción de intercambio
Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O (2)
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - = Ca 2+ + 2Cl - = 2H 2 O
un ion de hidrógeno es equivalente a 1/2 ion, un ion OH - y un ion Cl -.
Por tanto, E (Cl -) = Cl -; E (Ca 2+) = 1 / 2Ca 2+; E (OH -) = OH -.
Al mismo tiempo, según la ecuación molecular, dos moléculas de ácido clorhídrico, es decir, dos iones de hidrógeno, interactúan con una molécula de hidróxido de calcio. En consecuencia, se requiere un ion de hidrógeno para interactuar con 1/2 Ca (OH) 2. Entonces, por definición, el equivalente de hidróxido de calcio es una partícula igual a la unidad de fórmula, es decir, ½ Ca (OH) 2. ...
En la reacción de reducción del catión zinc
Zn 2+ + 2e = Zn 0 (3)
dos electrones interactúan con un ion zinc, por lo tanto, un electrón es equivalente a la mitad del ion Zn 2+ y E (Zn 2+) = 1 / 2Zn 2+.
En reacción
Fe 3+ + e = Fe 2+ (4)
el ion Fe 3+ reacciona con un electrón y, en consecuencia,
En reacción
Fe 3+ + 3e = Fe 0 (5)
y el Fe suma tres electrones, por lo tanto, E (Fe 3+) = 1 / 3Fe 3+.
El número que muestra qué parte de la unidad de fórmula de una sustancia corresponde al equivalente se llama factor de equivalencia(f e).
Según la reacción (1): f e (OH) = 1; f e (KOH) = 1.
Según la reacción (2): f e (OH) = 1; f e ((Ca 2+) = 1/2; f e (Ca (OH) 2) = 1/2.
Según la reacción (3) f e (Zn 2+) = 1/2.
Según la reacción (4) f e (Fe) = 1.
Según la reacción (5) f e (Fe) = 1/3.
Así, combinando el factor de equivalencia y la unidad de fórmula de una sustancia, es posible componer una fórmula para el equivalente de cualquier partícula, donde el factor de equivalencia se escribe como un coeficiente delante de la fórmula de la partícula:
f e (unidad de fórmula de la sustancia) = equivalente.
Hay que tener en cuenta que el equivalente de una misma sustancia cambia según la reacción en la que entre. El equivalente de un elemento también puede ser diferente según el tipo de compuesto del que forma parte.
Factor de equivalencia de un elemento químico.
dónde B- valencia de un elemento en un compuesto dado.
Por ejemplo, en H 2 S - f e (S) = 1/2, E (S) = 1/2; en NH - f e (N) = 1/3,
E (N) = 1 / 3N; en AlCl - f e (Al) = 1/3, E (Al) = 1 / 3Al, f e (Cl) = 1, E (Cl) = Cl.
Factor de equivalencia de ácido depende de su basicidad, que está determinada por el número de iones de hidrógeno reemplazados en la reacción por átomos de metal (n (H +)):
Si el ácido es polibásico, entonces f e puede tomar diferentes valores. Por ejemplo, en la reacción
H 2 SO 4 + KOH = KHSO 4 + H 2 O (6)
El ácido sulfúrico intercambia un átomo de hidrógeno por metal, f e (H 2 SO 4) = 1 , E (H 2 SO 4) = H 2 SO 4 .
En reacción
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O (7)
El ácido sulfúrico intercambia dos átomos de hidrógeno por metal, es decir, se comporta como un ácido dibásico, por lo tanto f e (H 2 SO 4) = 1/2, E (H 2 SO 4) = 1/2 H 2 SO 4.
Factor de equivalencia de base depende de la acidez de la base, que está determinada por el número de grupos hidroxilo intercambiados en la reacción por un residuo ácido (n (OH -):
Para las bases poliácidas, f e es un valor variable y depende de las condiciones de reacción. Por ejemplo, en la reacción
Al (OH) 3 + 2HCl = Al (OH) 2 Cl + 2H 2 O (8)
El hidróxido de aluminio intercambia un grupo hidroxilo por un residuo ácido, por lo tanto f e (Al (OH) 3) = 1, E (Al (OH) 3) = Al (OH) 3 .
En reacción
Al (OH) 3 + 2HCl = Al (OH) Cl 2 + 2H 2 O (9)
El hidróxido de aluminio intercambia dos grupos hidroxilo por un residuo ácido, por lo tanto fe (Al (OH) 3) = 1/2, E (Al (OH) 3) = 1 / 2Al (OH) 3 .
En reacción
Al (OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O (10)
El hidróxido de aluminio intercambia tres grupos hidroxilo por un residuo ácido, por lo tanto f e (Al (OH) 3) = 1/3, E (Al (OH) 3) = 1 / 3Al (OH) 3 .
Factor de equivalencia de sal media está definido por la fórmula
donde B es la valencia del metal,
n es el número de átomos de metal.
Por ejemplo, f e (Na 2 SO 4) = 1 / (1 2) = 1/2; f e (Fe 2 SO 4) 3) = 1 / (2 3) = 1/6.
Factor de equivalencia de sales ácidas y básicas se determina en base a la ecuación de reacción, teniendo en cuenta el hecho de que las sustancias interactúan entre sí en cantidades equivalentes.
Reacción B
NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (11)
una molécula de hidrogenosulfato de sodio interactúa con un equivalente de NaOH, por lo tanto, f e (NaHSO 4) = 1, E (NaHSO 4) = NaHSO 4.
En reacción
NaHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + NaCl + HCl (12)
una molécula de hidrogenosulfato de sodio interactúa con dos equivalentes de cloruro de bario, porque f e (BaCl 2) = 1/2 y E (BaCl 2) = 1 / 2BaCl 2, por lo tanto, f e (NaHSO 4 ) también es igual a 1/2 y E (NaHSO 4) = 1 / 2NaHSO 4 .
En reacción
Al (OH) Cl 2 + HCl = AlCl 3 + H 2 O (13)
una molécula de dicloruro de hidroxoaluminio interactúa con un equivalente de HCl, por lo tanto fe (Al (OH) Cl 2) = 1, E (Al (OH) Cl 2) = Al (OH) Cl 2.
En reacción
Al (OH) Cl 2 + 2NaOH = Al (OH) 3 + 2NaCl (14)
una molécula de dicloruro de hidroxoaluminio interactúa con dos equivalentes de NaOH (f e (NaOH) = 1), por lo tanto, f e (AlOHCl 2) = 1/2, E (AlOHCl 2) = 1/2 AlOHCl 2.
En reacción
Al (OH) Cl 2 + Na 3 PO 4 = AlPO 4 + 2NaCl = Na (OH) (15)
una molécula de dicloruro de hidroxoaluminio interactúa con tres equivalentes de Na 3 PO 4 (fe (Na 3 PO 4) = 1/3), por lo tanto fe (AlOHCl 2) = 1/3, E (AlOHCl 2) = 1 / 3AlOHCl 2.
Factor de equivalencia de óxidos que presentan propiedades básicas, está determinada por la fórmula
donde B es la valencia del metal,
n es el número de átomos de metal en el óxido.
Por ejemplo: CaO f e (CaO) = 1/2, E (CaO) = 1/2 CaO;
Na 2 O f e (Na 2 O) = 1/2, E (Na 2 O) = 1 / 2Na 2 O;
Al 2 O 3 f e (Al 2 O 3) = 1/6, E (Al 2 O 3) = 1/6 Al 2 O 3.
Factor de equivalencia de óxidos, mostrando propiedades ácidas, se determina basándose en la ecuación de reacción.
En reacción
SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (16) una molécula de óxido de azufre (VI) interactúa con dos equivalentes de hidróxido de sodio (f e (NaOH) = 1 ) , por lo tanto, f e (SO 3) = 1/2, E (SO 3) = 1 / 2SO 3.
En reacción
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (17)
una molécula de óxido de aluminio interactúa con dos equivalentes de hidróxido de sodio, por lo tanto f e (Al 2 O 3) es igual a 1/2, E (Al 2 O 3) = 1/2 Al 2 O 3 .
Por lo tanto, con base en todos los ejemplos anteriores, podemos concluir que el factor de equivalencia de cualquier sustancia es igual a uno dividido por el número de enlaces formados o reorganizados.
Para el equivalente, son válidos todos los conceptos que caracterizan las unidades estructurales de una sustancia, incluida la cantidad de una sustancia y la masa molar de una sustancia.
La cantidad de equivalentes de sustancia se mide en moles.
Equivalentes molares Es la cantidad de una sustancia que se combina con 1 mol de átomos de hidrógeno o 1/2 mol de átomos de oxígeno o reemplaza la misma cantidad de hidrógeno en sus compuestos. Por ejemplo, en los compuestos HCl, H 2 S, NH 3, CH 4, el mol de equivalentes de cloro, azufre, nitrógeno, carbono es, respectivamente, 1 mol de Cl , 1/2 mol de S, 1/3 mol de N , 1/4 mol de carbón.
Equivalente de masa molar(M e) es la masa de un mol de equivalentes.
Para encontrar la masa molar de equivalentes de un elemento químico, debe multiplicar la masa molar de este elemento por el factor de equivalencia:
Por ejemplo, en conexiones:
HCl M e (Cl) = f e (Cl) M (Cl) = 1 35,5 g / mol;
NH 3 M e (N) = f e (N) · M (N) = 1/3 · 14 = 4,67 g / mol;
H 2 S M e (S) = f e S) · Ms = 1/2 · 32 = 16 g / mol;
CH 4 M e (C) = fe · Mc = 1/4 · 12 = 3 g / mol.
Para ácidos, bases, sales medias y óxidos que presentan propiedades básicas, la masa molar de equivalentes se puede calcular como la suma de las masas molares de los equivalentes que constituyen un compuesto dado de iones o elementos, cuando se trata de óxidos.
Por ejemplo, en la reacción (6) Me (H 2 SO 4) es igual a:
M e (H +) + M e (HSO 4 -) = f e (H +) M (H +) + f e (HSO 4 -) M (HSO 4 -) = 98 g / mol.
En la reacción (7) Me (H 2 SO 4) es igual a:
M e (H +) + M e (SO 4 2–) = f e (H +) M (H +) + f e (SO 4 2–) M (SO 4 2–) = 49 g / mol
En reacción (8) М e (Al (OH) 3 ) es igual a:
M e (Al (OH) 2 +) + M e (OH -) = f e (Al (OH) 2 +) M (Al (OH) 2 +) + f e (OH -) M e (OH -) = 78 g / mol
En la reacción (9) М e (Al (OH) 3) es igual a:
M e (AlOH 2+) + M e (OH -) = f e (Al (OH) 2+) M (AlOH 2+) + f e (OH -) M e (OH -) = 39 g / mol
En la reacción (10) M e (Al (OH) 3) es igual a:
M e (Al 3+) + M e (OH -) = f e (Al 3+) M (Al) + f e (OH -) M (OH -) = 26 g / mol
M e (Al 2 (SO 4) 3) = f e (Al 3+) M (Al) + f e (SO 4 2-) M (SO 4 2-) = 57 g / mol
Leyes básicas de la química
La rama de la química que considera las relaciones de masa y volumétricas entre los reactivos se llama estequiometría. La estequiometría se basa en leyes estequiométricas: conservación de masa de sustancias, constancia de composición, equivalentes, ratios múltiples, ratios volumétricos, Avogadro. Algunos de ellos se han propuesto para su consideración.
La ley de conservación de la masa de materia.
La ley de conservación de la masa de materia fue formulada por el gran científico ruso Mikhail Vasilievich Lomonosov en 1748 y confirmada experimentalmente por él en 1756 e independientemente por el químico francés A.L. Lavoisier en 1789.
Actualmente está formulado de la siguiente manera: la masa de sustancias que entran en una reacción química es igual a la masa de sustancias que resultan de la reacción.
Desde el punto de vista de la doctrina atómico-molecular, la esencia de la ley de conservación de la masa de las sustancias es que en las reacciones químicas los átomos no desaparecen y no surgen de la nada, su número permanece inalterado antes y después de la reacción. Por lo tanto, los átomos tienen una masa constante y su número no cambia como resultado de la reacción, pero solo ocurre un reordenamiento de los átomos, luego la masa de sustancias antes y después de la reacción permanece constante.
La ley de conservación de la masa es un caso especial de la ley general de la naturaleza de la ley de conservación de la energía, que establece que la energía de un sistema aislado es constante. La energía es una medida del movimiento y la interacción de varios tipos de materia. En cualquier proceso en un sistema aislado, la energía no se produce ni se destruye, solo puede pasar de una forma a otra .
Una de las formas de energía es la llamada energía en reposo, que está relacionada con la masa por la ecuación de Einstein:
E = m C 2
donde E es la energía del cuerpo,
m es la masa del cuerpo,
c - velocidad de la luz en el vacío, igual a 299 792 458 m / s.
Esta relación expresa la equivalencia de masa y energía. La equivalencia de masa y energía es un concepto físico según el cual la masa de un cuerpo es una medida de la energía contenida en él. Lo más importante es que la fórmula de Einstein revela la posibilidad de transformaciones mutuas de energía y masa, o, en otras palabras, la posibilidad de transformaciones de la energía en reposo en otros tipos de energía. En consecuencia, la masa y la energía no se conservan por separado, sino juntas, lo que da razón para hablar de una ley unificada de conservación de la masa y la energía.
En las reacciones químicas, se puede despreciar el cambio de masa causado por la liberación o absorción de energía. El efecto térmico típico de una reacción química es, en orden de magnitud, 100 kJ / mol. En este caso, el cambio de masa
Por tanto, es perfectamente legítimo utilizar la ley de conservación de la masa de materia al elaborar ecuaciones químicas y al realizar cálculos estequiométricos.
La ley de constancia de composición.
De acuerdo con la ley de constancia de composición, cada compuesto químicamente puro siempre tiene la misma composición cuantitativa, independientemente del método de preparación. Esta ley surgió como resultado de una larga disputa (1801 - 1808) entre los químicos franceses J. Proust, quien creía que las relaciones entre los elementos que formaban los compuestos debían ser constantes, y C. Berthollet, quien creía que la composición de las sustancias químicas compuestos es variable. Como resultado de una cuidadosa verificación experimental, triunfó el punto de vista de Proust, que consideraba constante la composición de los compuestos. La ley de constancia de la composición jugó un papel importante en el desarrollo de la química y ha conservado su importancia hasta el día de hoy, pero resultó que no todos los compuestos tienen una composición constante. En 1912-1913 NS Kurnakov estableció que existen compuestos de composición variable, que propuso llamar berthollides.
Según los conceptos modernos, la constancia de la composición es característica solo de compuestos con una estructura molecular .
Así, se observa una composición química constante y sin cambios solo para las moléculas (por ejemplo, NH 3, H 2 O, SO 2, etc.), así como los cristales con estructura molecular, que constituyen del 3 al 5% del total. número de sólidos inorgánicos ... Ejemplos bien conocidos son yodo sólido, oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono, gases nobles sólidos.
Ahora se ha establecido que los compuestos de composición variable incluyen no solo compuestos metálicos (metaluros), sino también numerosos óxidos, sulfuros, seleniuros, telururos, nitruros, fosfuros, carburos, siliciuros.
La naturaleza de las desviaciones de la estequiometría en compuestos de composición variable es que existen defectos estructurales en un cristal real a cualquier temperatura distinta del cero absoluto. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la concentración de estos defectos, lo que conduce a un aumento de la entropía (desorden) del sistema. El llamado cristal ideal posee una estructura absolutamente ordenada, en la que cada átomo ocupa un sitio designado en la subred. En este caso, todos los nodos están ocupados y los entrenudos están vacíos. Una estructura tan idealizada tiene un orden completo (la entropía es cero) y solo se puede realizar a una temperatura del cero absoluto. Con un aumento de temperatura, es posible que se produzcan violaciones de la estructura ideal debido a la aparición de sitios desocupados en la red cristalina, la aparición de átomos en los intersticios o la existencia de átomos extraños en los sitios de la red. La aparición de tales defectos en cristales reales conduce a la no estequiometría. Un compuesto bien estudiado de composición variable es el sulfuro de hierro FeS. Para los cristales naturales de sulfuro de hierro se observa una deficiencia de 10 a 20% de átomos de hierro frente a la composición de la fórmula, para el óxido de titanio (II) se observa una violación de la composición estequiométrica con respecto a ambos tipos de átomos. En TiO, dependiendo de las condiciones de producción (temperatura, presión de oxígeno), la fracción atómica de oxígeno puede variar de 0,58 a 1,33. Esto significa que todas las composiciones de óxido de titanio (II) de 0,58 a 1,00 se caracterizarán por una falta de átomos de oxígeno (respectivamente, un exceso de átomos de titanio) frente a la estequiometría. Y las composiciones de 1,00 a 1,33 tendrán un exceso de átomos de oxígeno (o una falta de átomos de titanio) en comparación con la composición estequiométrica.
La ley de constancia de la composición se formuló una vez en relación con las moléculas y, por lo tanto, es válida para la forma molecular de la existencia de una sustancia. Actualmente, esta ley se está formulando teniendo en cuenta la existencia de la estructura molecular y no molecular de la materia.
La composición de un compuesto molecular permanece constante independientemente del método de preparación. En ausencia de una estructura molecular en un determinado estado de agregación, la composición de una sustancia depende de las condiciones para su preparación y procesamiento previo.
Por ejemplo, el amoníaco, independientemente de los métodos de producción (síntesis directa de elementos, descomposición de sales de amonio, acción de ácidos sobre nitruros de metales activos, etc.) tiene una composición molecular constante: hay tres átomos de hidrógeno por átomo de nitrógeno. Y para el óxido de titanio (II), la composición del compuesto depende de las condiciones para obtener la temperatura y la presión del vapor de oxígeno.
2.3 Ley de Avogadro
El estudio de las propiedades de los gases le permitió al físico italiano A. Avogadro en 1811. para expresar una hipótesis, que luego fue confirmada por datos experimentales, y se conoció como ley de Avogadro: en volúmenes iguales de varios gases bajo las mismas condiciones (temperatura y presión), se contiene el mismo número de moléculas.
Una consecuencia importante se sigue de la ley de Avogadro: el mol de cualquier gas en condiciones normales (0 C (273 K) y una presión de 101,3 kPa ) ocupa un volumen de 22,4 litros. Este volumen contiene 6.02 × 10 23 moléculas de gas (número de Avogadro).
También se deduce de la ley de Avogadro que las masas de volúmenes iguales de varios gases a la misma temperatura y presión se relacionan entre sí como las masas molares de estos gases:
donde m 1 y m 2 son masas,
M 1 y M 2 son los pesos moleculares del primer y segundo gas.
Dado que la masa de una sustancia está determinada por la fórmula
donde ρ es la densidad del gas,
V - volumen de gas,
entonces las densidades de varios gases bajo las mismas condiciones son proporcionales a sus masas molares. El método más simple para determinar la masa molar de sustancias en estado gaseoso se basa en esta consecuencia de la ley de Avogadro.
.
A partir de esta ecuación, puede determinar la masa molar del gas:
.
Ley de relación volumétrica
Los primeros estudios cuantitativos de reacciones entre gases pertenecen al científico francés Gay-Lussac, autor de la famosa ley sobre la expansión térmica de los gases. Midiendo los volúmenes de gases que han entrado en la reacción y se forman como resultado de las reacciones, Gay-Lussac llegó a una generalización conocida como la ley de las relaciones volumétricas simples: los volúmenes de los gases que reaccionan entre sí y los volúmenes de los gases resultantes. productos de reacción gaseosa como pequeños números enteros iguales a ellos coeficientes estequiométricos .
Por ejemplo, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O cuando interactúan dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno, se forman dos volúmenes de vapor de agua. La ley es válida cuando los volúmenes se miden a la misma presión y a la misma temperatura.
La ley de equivalentes
La introducción de los conceptos de "equivalente" y "masa molar de equivalentes" en la química hizo posible formular una ley llamada ley de equivalentes: las masas (volúmenes) de sustancias que reaccionan entre sí son proporcionales a las masas molares (volúmenes) de sus equivalentes .
Es necesario detenerse en el concepto del volumen de un mol de gas equivalente. Como se desprende de la ley de Avogadro, un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen igual a 22,4 l. En consecuencia, para calcular el volumen de un mol de equivalentes de gas, es necesario conocer el número de equivalentes de mol en un mol. Dado que un mol de hidrógeno contiene 2 moles de equivalentes de hidrógeno, entonces 1 mol de equivalentes de hidrógeno ocupa un volumen en condiciones normales:
Resolver tareas típicas
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