Моль—количество вещества', содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов В 121 изотопа углерода пС

Когда пользуемся термином «моль», необходимо указывать, если это не очевидно, какие структурные единицы имеются в виду.' Например, выделяют моль атомов водорода Н, моль молекул водорода Н2 или моль ионов водорода Н+. Число структурных единиц в одном моле соответствует числу Авогадро (6,02 ■ 1023).

Массу одного моля данного вещества называют молярной массой. Молярная масса вещества, выраженная в граммах, численно равна молекулярной массе. Например, молярная масса атомного водорода Н равна 1,0079 г/моль. Она численно совпадает с атомной массой водорода; Молярная масса молекулярного водорода Н2 равна 2;0158 г/моль. Она совпадает численно с молекулярной массой Н2. Молярная масса молекул хлора 71 г/моль. Молекулярная масса хлора С12 71.

Условное обозначение молярной массы М, относительной молекулярной массы Мт, относительной атомной массы Ат.

. Валентность—способность атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.

Впервые это понятие высказал английский химик Франкланд (1825—1899) в 1852 г. За единицу валентности была принята валентность атома водорода. Например, в ряду соединений водорода НС1, Н20, NH3, СН4 валентность по водороду для хлора—1, для кислорода—2, для азота—3, для углерода—4. Можно определить валентность и по кислороду. Например, в ряду соединений кислорода N20, CaO, Si02, S03 валентность По кислороду для азота—1, для кальция—2, для кремния—4, для серы—6. У большинства элементов валентность по кислороду ; и водороду различна. Например, у серы по водороду—2, по кислороду—6 (H2S и S03). Охарактеризовать валентность одним числом, как правило, нельзя.

Молярная масса атомов элементов, молярная масса эквивалентов элементов Я валентность связаны простым соотношением:

Молярная масса атомов

Валентность=---.

Молярная масса эквивалентов'

(Понятие о молярной массе эквивалента дано в гл. 10, § 4.)

Валентность, определяемую этим соотношением, называют стехиометрической. Пользуясь ею, можно определить атомную маесу элемента. В дальнейшем получило распространение правило, по которому у элементов главных подгрупп сумма валентностей элементов по водороду и кислороду равна 8.

Понятие о валентности разделяется на ряд представлений: 1) стехиометрическая валентность; 2) степень окисления, 3) координационное число. Эти понятия связаны с реакционной способностью веществ. Для понимания окислительно-восстано-

вительных реакций большое значение имеет степень окисления. Степень окисления выражают числом полностью или частично смещенных электронов от одного элемента к другому в химическом соединении. В простых веществах она равна нулю, так как отсутствует смещение электронов. Например, в молекуле N2 (N = N) степень окисления азота равна нулю, а стехиомет-

Н

рическая валентность равна 3. В NH^-ионах

i

Н—N—Н

' i Н

ва-

лентность азота равна 4, а степень окисления —3. В аммиаке NH3 валентность азота равна 3, степень окисления —3, в оксиде азота (III) N203 валентность азота равна 3, степень окисления + 3. Степень окисления водорода +1 (исключая гидриды, где она -1). Степень окисления кислорода —2, но в Н202 она равна —1. Одинаковая степень окисления хрома в К2Сг04 и К2Сг207, В обоих соединениях она равна +6.

В настоящее время валентность связывают с перераспределением электронов, т. е. с основными типами химической связи. И под валентностью понимают способность атомов, вступая В химическое соединение, отдавать или принимать определенное число электронов (электровалентность) или объединять их для образования электронных пар, общих для двух атомов (ковален-тность). Валентность представляет собой число электронов атома элемента, участвующих в образовании соединения.

В ионных соединениях заряд иона равен валентности. При этом элементы, приобретающие электроны, имеют отрицательную валентность, а элементы, теряющие их,—положительную валентность. В ковалентных соединениях валентность равна числу электронных пар, которые атом делит с другими атомами. Например, в молекуле С2Н2 одна пара электронов образует связь С—Н, а три остальные используют для углерод-углеродной связи С==С. В целом Н—С==С—Н.

Огромное количество разнообразных химических превращений, которые происходят в анализе, подчиняется очень небольшому числу основных законов: 1) сохранения материи; 2) постоянства состава; 3) простых кратных отношений; 4) эквивалентов; 5) действующих масс; 6) периодическому закону Д. И. Менделеева. Два последних будут рассмотрены позже.

Закон сохранения материн. Этот закон был открыт М. В. Ломоносовым в 1748 г. и им же подтвержден экспериментально в 1756 г. на примере обжига металлов в запаянных сосудах и получил широкое признание благодаря трудам А. Л. Лавуазье в 1789 г.

Только через 41 год после М. В. Ломоносова А. Л. Лавуазье в своем экспериментальном курсе химии изложил закон сохранения массы:

Copyright © 2007-2012 Zomber.Ru

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки
Решить химию