Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.

Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в ионнообменных реакциях или одному электрону в ОВР.

Пример.

Эквивалентная масса элемента - это масса 1 эквивалента элемента.

Эквивалентная масса вещества - это масса 1 эквивалента вещества.

Другими словами, эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты.

Пример.

Закон химических эквивалентов. Массы реаг.вещ-в пропорциональны их экв.массам.

18.Полярность связи. Полярность молекул и дипольный момент. Предположим, что мы имеем соединение АB. Оба элемента с большими знач-миэлектроотрицательности ().=> общая электронная пара в молекуле смещена от атомаB к атомуА.Электронейтральностьнарушается,в мол-лепоявл-сяполож-ный(B) и отриц.(A) полюса. Такая сист.наз-ся диполь–полярная молекула (сист.из 2-х разноименных,одинак.по величине зарядов, нах-ся на малом расстоянии). Ков.св.– полярная. Осн.харак-ка диполя– дипольный момент. -напряж.поля,созд.диполем.

l–плечодиполя.Примеры полярных молекул-диполей: и др.Чем больше плечо, тем полярнее молекула. можно представить как произведение некоторой величины D (единицы Дебая) на Для ионных соед.D=4-11 единиц, для полярных D=0-4 единиц. Полярность св. – вектор, напр-ный от отриц-го полюса к полож-му, происходит взаимное уничтожение векторов.

Основные стехиометрические законы.

1. З.постоянства состава: в-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения.

Пример. 2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N.

2. З.эквивалентов: в-ва вступают в хим. взаимодействие и замещают друг друга в соед.в весовых количествах пропорциональным хим. эквивалентам этих веществ. Хим.эквивалент - такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 весовых частей H2 или 8 в.ч. О2.

3. З. простых кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и тоже весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва другого элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа. Пример: H₂0/H₂O₂,CO/CO₂, N₂O/NO/N₂O₃/NO₂/N₂O₄/N₂O_5.

4. З. сохранения массы и энергии: в изолированной сист. сумма m-c и E-й постоянна.

5. З. Авогадро: в равных объемах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

В одном моле содержится

Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.

К осн. газовому з. относится уравнение состояния газа (уравнение Менделеева-Клапейрона):

Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным.

Закон Авогадро.

В равных V-ах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

Следствие1: одинаковое число молекул различных газов при одинаковых усл-х занимают одинаковый объем

В одном моле содержится При норм.усл. моль газа занимает 22,4 л.Универсальный газовый з.

Для опр.отн.молекулярной массы в-ва обычно находят численно =ую ей мольную массу в-ва.

Единица молекулярной массы - 1/12 часть массы молекулы углерода, условно принятой равной 12.

Масса газообразных веществ опр.поз.Авогадро и уравнению Менделеева-Клапейрона.

20.Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.Водородная связь наблюдается при взаимодействии атома водорода с атомами сильно электроотрицательных элементов–F,O,N,Cl,S.Природа этой связи до конца не изучена: проявление сил межмолекулярного взаимодействия, но характер сил – электростатический.В случае возникновения водородной связи водород ведет себя как двухвалентный элемент.Наличие водородных связей объясняет так называемые аномальные свойства воды:1. макс. плотность при температуре +4.

2. вода обладает наибольшей теплоемкостью из известных жидкостей.

При нагреве воды значительная часть энергии затрачивается на разрыв связей, отсюда и повышенная теплоемкость.Между молекулами в газах, жидкостях и твердых телах действуют одновременно силы отталкивания и притяжения.Проявление сил отталкивания – результат взаимодействия заполненных электронных оболочек, эти силы действуют на очень малых расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния. A и n (12) – эмпирические константы, r – расстояние между частицами.Теоретически лучше изложены силы притяжения. Различают ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия. Ориентационное. Имеет место между молекулами – ярко выраженными диполями. k – константа Больцмана, «ню» - дипольные моменты молекул. Индукционное. Если одна из молекул полярна, вторая – неполярна, но легко поляризуема. «альфа» - коэффициент поляризации. Дисперсионное. Возникновение мгновенных диполей. I – потенциал ионизации, h – постоянная Планка.В общем силы притяжения могут быть представлены как B и m (6) – константы.Суммарная энергия