Номенклатура речовин і стехіометрія

Номенклатура речовин (або хімічна номенклатура), як і система фізичних величин у метрології, — це система термінологічних правил і стандартів найменувань різних хімічних речовин. Сучасна номенклатура хімічних речовин є інформаційно містким і дос­товірним засобом характеристики хімічного складу, структури і властивостей речовин, вона сприяє уніфікації понять різних галузей науки і практики, чіткішому взаєморозумінню економістів, екологів і техніків, плідній інтеграції різних наук.

Існують дві найпоширеніші міжнародні системи хімічної номенклатури. У нашій країні поширено й адаптовано (на жаль, тільки до традицій російської мови) номенклатурні правила Міжнародного союзу теоретичної і прикладної хімії — ІЮПАК (від англ. IUPAC—International Union of Pure and Applicated Chemistry). Другу систему розроблено Міжнародною Асоціацією наукової освіти (ASE). Оби­дві системи мають багато спільного. Найважливішою вимогою до будь-якої номенклатури речовин є однозначність відображення в назві речовини її хімічного складу і структури, тобто наявність тільки однієї назви для речовини одного хімічного складу. Тривіальна термінологія не дотримується цього. Наприклад, назви «вапняк», «карбонат кальцію», «вуглекислий кальцій», «крейда», «мармур» відповідають речовині одного складу СаСО3, те саме стосується і речовини з формулою — «сульфат міді», «сірчанокисла мідь», «гідрат сульфату міді». Тривіальні назви виникли внаслідок емпіричного підходу до їхнього утворення.

Ще й досі різні галузі науки віддають перевагу тим чи іншим назвам речовин, які закріплюються у свідомості людей і, так само, як і позасистемні назви одиниць фізичних величин у метрології, утруднюють інформацію і спілкування представників різних галузей знань та формування інтегрованих знань. Зрозуміло, це не сприяє формуванню ефективних засобів навчально-методичного забезпечення освіти.

У нашому посібнику ми дотримуватимемо (переважно) номенклатури речовин Міжнародної системи IUPAC (читайте: ай-ю-пі-ей-сі).

Номенклатура неорганічних речовин

В основу системи номенклатури речовин IUPAC покладено їхній хімічний склад — найсталішу і водночас найпростішу характеристику речовини (хімічну формулу). Система IUPAC — це дві взаємозумовлені складові: формула — назва. Отже, номенклатура складається з формул та назв речовин.

Формула — це зображення складу речовини за допомогою символів хімічних елементів (написання символів регламентовано періодичною системою елементів) і числових індексів, які визначають вміст кожного елемента в молекулі (структурній одиниці) речовини. Наприклад, у формулі Н2О числовий індекс — 2.

Назва — зображення складу речовини за допомогою слова чи груп слів. Знаючи назву, можна за допомогою системи номенклатур­них правил написати формулу сполуки, і навпаки. Первинною в номенклатурі речовини є її хімічна формула, з якої випливає назва.

За номенклатурними правилами складання назви кожна речовина одержує відповідно до її формули систематичну назву, яка повністю відбиває її склад.

Прості речовини (тобто ті, що складаються з одного елемента) називають, як правило, так само, як і елементи (ртуть, цинк, кисень тощо). Якщо проста речовина може перебувати в різних станах (алотропних формах), молекулярний склад яких відомий, то в назві зазначають кількість атомів у молекулі. Для цього використовують префікси моно (один), ди (два), три, тетра (чотири), пента (п’ять) і т. д. Наприклад, молекулярний кисень (О2) має систематичну назву дикисень, а озон — його алотропна форма (О3) — трикисень.

Складні речовини. Згідно з номенклатурними правилами IUPAC (англ. вар.) читання назв речовин провадиться за ходом формули, наприклад NaCl — натрію хлорид, але в україномовному варіанті (що наслідує російський) — навпаки: читатимемо хлорид натрію. Такий самий порядок читання передбачає і французький варіант.

За таким правилом у назві речовини на першому місці завжди стоятиме назва електронегативної складової (аніон) у називному відмінку, а на другому — електропозитивна складова (катіон) в родовому відмінку (як це було показано на прикладі NaCl). Коли електронегативна (або умовно електронегативна) складова є одноелементною, то вона матиме суфікс -ид або –ід. Кількість атомів як катіона, так і аніона в назві відображатиметься числовим префіксом (читають і пишуть так само, як і числові для позначення кількості атомів). Наприклад (складні речовини з одноелементним аніоном):

Оксиди: СО2 (діоксид вуглецю), СО (монооксид вуглецю), SiO2 (діоксид силіцію), Al2O3 (триоксид діалюмінію), NO (монооксид азоту);

Галогеніди: NaCl (хлорид натрію), СаСl2 (дихлорид кальцію), RaF4 (тетрафторид радію), MgJ2 (дійодид магнію);

Карбіди: Fe3C (монокарбід тризаліза), Cr2C3 (трикарбід дихрому);

Сульфіди: H2S (сульфід диводню), ZnS (сульфід цинку);

Нітриди: BN (нітрид бору), Cu3N (нітрид триміді).

За наявності в речовині кількох електронегативних чи електропозитивних складових їх називають за складом формули справа наліво і пишуть через дефіс, наприклад:

AlClO — оксид-хлорид алюмінію;

MgJBr — бромід-йодид магнію;

CaB2S4 — тетрасульфід-дибор кальцію.

Для складніших речовин (кислоти, солі, гідроксиди), коли електронегативна складова (аніон) містить різні елементи, формули читають із додаванням грецьких префіксів до назви електронегативної складової, яка завжди, незалежно від валентності кислотоутворюючого елемента, має суфікс -ат. Наприклад: Na2SO4 (тетраоксосульфат динатрію), Na2SO3 (триоксосульфат динатрію), KNO3 (триоксонітрат калію), СаСО3 (триоксокарбонат кальцію), CuSO4 (тетра­оксосульфат міді).

Співвідношення між складовими сполук можна показати за способом (правилом) Штока. Згідно з ним ступінь окислення елемента в електропозитивній складовій (катіон) позначається римською цифрою в дужках у кінці назви. Цей спосіб доцільний, коли треба відобразити валентність катіона, наприклад за електролізу речовин тощо.

Приклади назв за способом Штока: FeO — оксид заліза (ІІ), Fe2O3 — оксид заліза (ІІІ), Fe(OH)3 — гідроксид заліза (ІІІ).

Однак до цього способу треба ставитись обережно, бо він не є універсальним. Наприклад, як за цим способом назвати (записати назву) Fe3O4? Яка валентність заліза за цією формулою? Ця речовина складається з двох оксидів FeO і Fe2O3 і читатиметься «тетраоксид тризаліза».

У науковій літературі і, переважно, у практиці згідно з правилами IUPAC допускається (але не рекомендується) використання деяких тривіальних назв речовин, таких як CO2 — вуглекислий газ, Ca(OH)2 — гашене вапно, Al2O3 — глинозем, FeSO4 · 7H2O — залізний купорос, NaOH — їдкий натр, Na2CO3 — кальцинована сода, NaOH — каустична сода (каустик, їдкий натр), CuSO4 · 5H2O — мідний купорос, СаО — негашене вапно, NaCl — кухонна сіль та ін.

Номенклатура органічних речовин

Із відомих на сьогодні близько 10 млн хімічних речовин (неорганічних і органічних) понад 95% становлять органічні речовини.

Сучасну міжнародну систему номенклатури органічних речовин було прийнято 1957 р. у Парижі на конференції Міжнародного Союзу чистої і прикладної хімії. Вона відома під назвою «Правила IUPAC».

На жаль, як і Міжнародна система фізичних величин (SI) у метрології, так і «Правила IUPAC» досить повільно впроваджуються в практику. Причин тут багато, але, мабуть, найперша — це консерватизм і схильність багатьох спеціалістів до обмеження фахового обсягу нових знань, у тім числі і в галузі освіти. Відтак поряд із системою IUPAC у сучасній науці та практиці досить часто вживаються тривіальні назви і назви, побудовані за правилами систем, розроблених іще наприкінці минулого сторіччя — раціональної і женевської (систематичної). В основу раціональної системи покладено назви найпростіших (первинних) сполук, з яких виводяться назви складніших похідних.

Так, усі насичені вуглеводні загальної формули розглядаються як похідні метану СН4, що в ньому атоми водню замінено на радикали. Наприклад, замінивши два атоми водню на радикали метилу (–СН3), отримаємо вуглеводень СН3–СН2–СН3, під назвою (згідно з правилом) диметилметан.

За такою самою схемою насичені спирти розглядаються як похідні найпростішого з них — карбінола СН3–ОН (тривіальні назви — метиловий або мурашиний спирт). Наприклад, замінивши один з атомів водню карбінола на радикал –СН3 отримаємо новий спирт СН3СН2ОН, назва якого — метилкарбінол (тривіальна назва — винний спирт). Недоліки такої системи в тім, що вона в багатьох випадках не може однозначно відобразити будову речовини, якій відповідає кілька варіантів структури — ізомерів. Цю проблему повністю вирішено в системі IUPAC, яка все ж базується на правилах женевської системи. Повний опис номенклатурних правил IUPAC для органічних речовин зайняв би занадто багато місця, тому ми розглянемо лише основні принципи правил і окремі приклади.

Класифікаційна номенклатура IUPAC постійно вдосконалюється, що завжди необхідно враховувати. Органічні сполуки класифікують за структурою їхнього вуглецевого ланцюга. Виділяють чотири основні класи:

Аліфатичні — з ланцюгом міжатомного вуглець-вуглецевого зв’язку нерозгалуженої або розгалуженої (з боковими ланцюжками) структури, з вільними кінцями, не замкнутими в кільце (цикл). Інша назва таких сполук — ациклічні або сполуки жирного ряду.

Аліциклічні — із замкненими в кільце ланцюгами атомів вуглецю.

Ароматичні — специфічні сполуки, які містять у своїй структурі цикли із шести атомів вуглецю, кожний з яких має формально тільки три рівноцінні валентності міжатомних зв’язків. Типовий представник — бензол (С6Н6). Тут ми не обговорюватимемо структурно-хімічні концепції такої будови.

Гетероциклічні — вуглеводневі сполуки, в циклі яких, крім вуглецю, є гетероатоми: кисень, азот, сірка. Типовий представник — фуран, у циклі якого чотири атоми вуглецю і один кисню.

Крім класу ароматичних сполук, усі інші класи можуть мати в структурі вуглець-вуглецевого ланцюга прості (ординарні) зв’язки –С–С–, або кратні — подвійні –С = С–, чи потрійні –С º С–.

Сполуки з простими вуглець-вуглецевими зв’язками називаються насиченими сполуками або алканами (тривіальна назва — парафіни) загальної формули . Треба звернути увагу на правильну назву таких сполук — вуглеводневі і не плутати їх з вуглеводами, тобто з іншими сполуками, загальна формула яких

Назва індивідуальних насичених вуглеводневих сполук класу алканів складається з двох частин. Перша — коренева частина слова назви конкретного алкану залежить від кількості атомів вуглецю в сполуці (для одного — мет, двох — ет, трьох — проп, чотирьох — бут, п’яти — пент, шести — гекс і т. д. за грецькою назвою відповідної кількості атомів вуглецю).

Друга частина назви слова — суфікс — «ан» для всіх сполук цього класу, який вказує, що сполука є насиченою, тобто містить тільки прості –С–С– вуглецеві зв’язки. Якщо від таких сполук відняти один водень, то отримаємо їхні радикали, назви яких утворюють від назви вихідної сполуки заміною суфікса -ан на -ил (чи -іл). Наприклад, метан (СН4) — метил (–СН3), етан (С2Н6) — етил (–С2Н5), пропан (С3Н8) — пропіл (–С3Н7) і т. д.

Назви аліфатичних сполук, які містять у структурі подвійний –С = С– зв’язок, відрізняються від назв сполук з простими –С–С– зв’язками лише іншим суфіксом -ен. Такі сполуки мають узагальнену назву — алкени. Порівняйте назви алкенів і алканів: етен — етан, пропен — пропан, бутен — бутан і т. д.

Назви аліфатичних сполук, які містять потрійний вуглець-вуглеце­вий зв’язок, утворюються заміною суфікса відповідного алкану (-ан) на суфікс (-ін), наприклад, етан — етін, пропан — пропін і т. д.

Назви ізомерних сполук (які мають однаковий елементний склад, але різну хімічну структуру) утворюють за правилами, наведеними нижче.

Найпростішим аліфатичним вуглеводнем, який може мати структурні ізомери, є С4Н10:

а) з нерозгалуженим вуглецевим ланцюгом

б) з розгалуженим

Різниця між ними та, що в першому всі атоми вуглецю поєднано один з одним в одному ланцюжку, а в другому центральний атом вуглецю поєднаний одразу з трьома атомами вуглецю і лише з одним — водню.

Перші члени ряду алканів — метан, етан і пропан — існують кожен лише в одній структурній формі. Кількість можливих структурних ізомерів зростає зі збільшенням кількості атомів вуглецю в алканах. Так, С4Н10 може мати лише два структурні ізомери, а С5Н12 має вже три. Слід звернути увагу на те, що кожен ізомер має іншу структуру вуглецевого скелета, що визначає різні їх фізичні і хімічні властивості.

Згідно з номенклатурними правилами IUPAC, називаючи ізомери, слід розглядати їх як похідні від сполуки з найдовшим нерозгалуженим ланцюгом атомів вуглецю. Такий ланцюг називається основним, або кореневим. Він отримує кореневу назву відповідного алкану, алкену чи алкіну, який має таку саму кількість атомів вуглецю, і відповідний суфікс -ан, -ен, -ін. Наприклад, якщо основний ланцюг має три атоми вуглецю, він дістає кореневу назву проп-, якщо шість — то гекс- і т. д. Побічні ланцюги отримують назви за групами (радикалами), які заміщують атоми водню в основному ланцюгу. Назви радикалів наведено вище.

На місце, де радикал—замісник водню приєднується до основного ланцюга, указує порядковий номер атома вуглецю в основному ланцюгу. При цьому рахунок починається з того боку основного ланцюга, до якого замісник розміщений ближче. Цей порядковий номер має особливу назву — локант, оскільки локалізує місце приєднання побічного ланцюга до основного. Схему побудови назв ізомерів вуглеводневих сполук наведено в табл. 11.

Похідні органічних сполук утворюються заміщенням у вуглеводнях атома водню на так звані функціональні групи. За утворення спиртів такою функціональною групою є гідроксильна (–ОН), альдегідів — альдегідна (), кислот — карбоксильна (), кетонів — карбонільна ( ), амінів — аміногрупа (), амідів — амідогрупа (), нітросполук — нітрогрупа (– NO2), ефірів (простих) — етоксигрупа (– С – О – С –) та ін.

Властивості (фізичні й хімічні) похідних сполук у більшій мірі зумовлюються саме функціональною групою, ніж вуглеводнем, від якого вони походять. Назви похідних сполук утворюють від назв відповідного вуглеводню за допомогою спеціальних префіксів і суфіксів (табл. 12).

Зазначимо, що коренева частина назви похідних ароматичних сполук (—С6Н5) має системну назву бензол, але її також називають феніл (як похідну від фенолу).

Наведемо деякі відомості щодо природних сполук живих організмів.

Жири — складні ефіри, які утворюються за конденсації трьох-атомного спирту пропантріолу (гліцерину) і карбонових кислот, таких як октодеканова (стеаринова) і октодеценова (олеїнова).

Цукри — група природних сполук загальної формули . Представниками таких сполук є моносахариди: олігосахариди поєднуються в амілази і амінопектини (крохмаль).

Глюкоза і фруктоза мають загальну формулу С6Н12О6. Перша утворюється в процесі фотосинтезу.

Моносахариди об’єднуються в олігосахариди (від 2 до 10 моносахаридів), утворюючи мальтозу і сахарозу (С12Н22О11), які в кислому середовищі розщеплюються знову до моносахаридів.

За подальшої полімеризації утворюється одна з основних високомолекулярних складових рослин (деревина) — целюлоза (С6Н10О5)n, де n — ступінь полімеризації (до 40 тис.).

Структурна одиниця сахарози, мальтози, крохмалю і целюлози однакова.

Целюлоза може взаємодіяти з кислотами, утворюючи складні ефіри. З азотною — нітроцелюлозу (пластмаса, целулоїд, бездимні порохи), а з етановою (оцтовою) — ацетат целюлози (хімічні волокна).

Білки — найважливіша складова живої матерії. Будь-які прояви життя зв’язані з білками. Різні види білка побудовані з різних амінокислот. -Амінокислоти здатні утворювати в розчинах дві форми (таутомерія).

У лужних розчинах вони дисоціюють:

В іонному стані a-амінокислоти можуть утворювати солі типу

а також брати участь у реакціях заміщення:

Ця реакція може тривати далі, формуючи ланцюжки пептидів,

З поліпептидів складаються молекули білка. Розрізняють три види структури білків: первинну, яка характеризує амінокислотний склад a-амінокислотних залишків у поліпептидному ланцюжку; вторинну — просторову форму ланцюжка; третинну — взаєморозміщення всіх поліпептидних ланцюжків у молекулі білка.

Стехіометрія, її закони і стехіометричні розрахунки

Термін «стехіометрія» ввійшов у науку на початку минулого сторіччя і походить від двох грецьких слів: στοιχειοn — елемент і μετρεω — вимірюю. Сучасний зміст терміна «стехіометрія» можна сформулювати так: наука, що вивчає кількісний (елементний) склад речовин, їхній енергетичний стан та зміни, що відбуваються за їхнього перетворення як у природі, так і в промислових процесах. Базуючись на знаннях природничих законів, системи фізич­них величин і номенклатури речовин, стехіометрія відіграє фундаментальну роль у пізнанні глибинних явищ природи і отриманні різноманітних матеріалів для сучасного виробництва. Стехіометричні методи уможливлюють дослідження метаболічних процесів (перетворень речовини та енергії), які відбуваються у живих організмах, і відтак прогнозування змін екологічного характеру, котрі можуть статися під впливом антропогенних факторів на навколишнє середовище. У сучасній економіці виробництво більшості продукції зв’язане з хімічним перетворенням вихідної сировини і без глибокого знання стехіометрії неможлива організація ефективного (з погляду економіки та екології) технологічного процесу. Скільки і якої треба сировини для отримання заданої кількості добрив, полімерів чи пестицидів певного хімічного складу і скільки при цьому утворюється різного складу небажаних токсичних відходів, визначають тільки за допомогою стехіометрії.

Щоб більш переконливо довести непересічне значення стехіометрії для розв’язання сучасних проблем екології (і економіки) досить звернути увагу на той факт, що нині щороку синтезується майже півмільйона нових хімічних сполук — щохвилини нова речовина! З них майже 40 000 потенційно токсичних.

«Ну, а що мені до того?» — скаже дехто з тих, хто вивчає екологію чи економіку. Відповідь тут проста. Ні еколог, ні економіст не буде здатним без необхідних знань зі стехіометрії науково обгрунтувати свої міркування щодо нових економічних проектів, зокрема щодо балансу користі і витрат, які будуть наслідком реалізації проектів.

Пригадуючи основні поняття з хімії середньої школи, не так уже й складно самостійно опрацювати стехіометричні розрахунки еколого-економічного змісту, знаючи, що стехіометрія базується на чотирьох основних природничих законах.

Закон збереження матерії (Лавуазьє, 1774) — це фундаментальний закон природи, згідно з яким матерія не виникає і не зникає за будь-яких перетворень. Саме стехіометричне рівняння відображає цей закон у хімічних реакціях. Загалом можна стверджувати, що кількість і вид атомів, а також і маса речовини (реагенту), що вступає в реакцію, повністю зберігається в продуктах реакції. Саме це дає змогу поставити знак рівняння в матеріальному балансі реакції, де

Маса реагентів = Маса продуктів реакції.

Але, щоб виконати розрахунки, треба знати закони, які визначатимуть склад і кількість продукту залежно від складу реагентів і умов перебігу реакції.

Закон сталості складу, або сталого відношення (Пруст, 1797). Згідно з цим законом кожна хімічна сполука характеризується певним, тільки їй властивим, складом елементів, незалежно від умов і вихідних реагентів, з яких її утворено — природно чи штучно. Отже, співвідношення маси елементів у її складі завжди є незмінною величиною. На підставі цього закону стає можливим точне визначення поняття «речовина».

Проста речовина (хімічний елемент) — це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра і однаковою кількістю електронів, але (можливо) з різною атомною масою (різними ізотопами).

Складна речовина — це хімічно стійка сполука сталого складу з будь-яких атомів. Вона характеризується індивідуальними фізико-хімічними властивостями. Фундаментальними поняттями стехіометрії є атомна (молекулярна) маса, кількість речовини, моль, молярний об’єм і деякі інші. Поняття атомна маса (вага) є фізичною величиною, а її одиницю — відносну безрозмірну характеристику — було запроваджено в практику стехіометричних розрахунків задовго до того, як реальність існування атомів було доведено. Не спиняючись тут на цікавій історії визначення атомних мас, нагадаємо лише, що в перших варіантах періодичної таблиці, яка налічувала менше половини відомих нині хімічних елементів (60-ті роки ХІХ ст.), атомну масу найлегшого атома водню було взято за одиницю. Атомні маси всіх інших елементів визначалися як відношення мас кожного з них до маси атома водню. Пізніше за одиницю атомної маси було взято 1/16 маси атома кисню, що виявилося зручнішим для визначення інших атомних мас.

1961 р. було прийнято нову єдину шкалу відносних атомних одиниць мас (або просто атомних мас) — а. о. м., виходячи з 1/12 частини маси атома ізотопу вуглецю С. Відповідно до цієї шкали а. о. м. водню становить 1,0079, а кисню — 15,9994. Відносна молекулярна маса (скорочено — молекулярна маса) дорівнює сумі атомних мас атомів, що складають молекулу. У хімічних розрахунках широко користуються поняттям «кількість речовини», одиницею якої є моль. Нагадаємо, що фізична величина кількості речовини відображає характеристику будь-якої речовини за кількістю її складових — структурних одиниць (атомів, молекул, іонів, електронів та ін.). Одиниця кількості речовини — моль — це та кількість структурних одиниць, яка дорівнює кількості атомів у 12 грамах вуглецю С. Зрозуміло, що, використовуючи поняття «моль», потрібно в кожному конкретному випадку точно визначити, які структурні одиниці розглядаються, що обумовлює масу молю конкретної речовини.

Отже, незалежно від видів структурних одиниць у кожному молі їхня кількість дорівнює кількості атомів у 12 гр. вуглецю — 6,02 · 1023 (числу Авогадро), а маса моля конкретної речовини в грамах буде кількісно дорівнювати її відносній атомній чи молекулярній масі (а. о. м.).

У Міжнародній системі SI маса одного моля речовини є одиницею фізичної величини — молярної маси (М). Визначальне рівняння ф. в. молярної маси , де М — молярна маса однорідної речовини; m — маса речовини; n — кількість речовини (молей).

Розмірність молярної маси:

Одиниця молярної маси:

Назва одиниці молярної маси — кілограм на моль.

Кілограм на моль дорівнює масі речовини, що за кількості речовини 1 mol має масу 1 kg.

Розмірність і одиниця молярного об’єму за аналогічними визначеннями: ;

;

Назва — кубічний метр на моль.

Кубічний метр на моль дорівнює молярному об’єму речовини, що за кількості речовини в 1 моль має об’єм 1 m3.

Закон Авогадро і еквівалентів. За законом Авогадро в однакових об’ємах будь-яких газів за однакової температури й однакового тиску міститься однакова кількість молекул. Цей закон мав велике значення в дослідженні молекулярної маси речовини і запровадженні поняття «моль». Саме на підставі цього закону було розроблено низку методів обчислювання кількості атомів у молекулах різних речовин і зроблено висновок, що 1 mol будь-якого газу незалежно від кількості атомів у його молекулі за нормальних умов (101, 325 kPa i 0˚C) займає об’єм 22,4 l. З цього також зрозуміла суть спостережень Гей-Люссака (закон об’ємних відношень), що об’єми реагуючих газів відносяться один до одного і до об’ємів газоподібних продуктів реакції як невеликі цілі числа.

Із закону сталості складу і закону еквівалентів випливає, що елементи складаються в хімічні сполуки в певних кількісних співвідношеннях, тобто масі кожного елемента сполуки відповідає точно визначена маса інших елементів, які входять до складу даної сполуки, — еквівалентна маса. У сучасній хімії еквівалентом елемента (або масою еквівалента) називають таку його кількість (або масу), яка без залишку реагує з 1 молем (або масою одного моля) водню.

Визначати еквівалент (або еквівалентну масу) речовини можна не тільки з його сполук із воднем, а й зі сполук з іншими елементами, еквівалент яких відомий.

Корисно знати, що за аналогією з поняттям еквівалентної маси на практиці буває зручно застосовувати поняття еквівалентний об’єм речовини, який відповідає її еквіваленту.

Наприклад 1 mol двохатом­ного газу водню становить дві екві- валентні маси. Відтак об’ємний еквівалент газу водню становить 22,4 : 2 = 11,2 l/mol, відповідно еквівалентний об’єм газу молекулярного кисню становитиме 22,4 : 4 = 5,6 l/mol. Виходячи з того, що еквівалентний об’єм речовини (газу) буде пропорційний відношенню масового еквівалента Е до молярної маси М, загальне рівняння для визначення об’ємного еквівалента за 273 К (0º С) і нормального тиску ~ 0,1 МРа (~ 760 мм рт. ст.) можна записати як

.

Розрахунки з використанням поняття об’ємного еквівалента в хімічних реакціях прості і зручні. Але якщо за використання еквівалентних мас результати розрахунків не залежать від параметрів тиску і температури реакційного середовища, то для розрахунків з еквівалентними об’ємами їх урахування є обов’язковим.

Висновки

Згідно з розглянутими природничими законами у стехіометричних рівняннях кількість атомів, а отже, й маса речовини, що вступають у реакцію, дорівнюють кількості тих самих атомів і масі продуктів реакції. Це дає змогу виконувати розрахунки матеріального балансу хімічних перетворень речовини як у природних, так і в технологічних процесах. Як приклад, візьмімо утворення аміаку.

1. Записуємо стехіометричне рівняння реакції (збалансоване коефіцієнтами) .

2. Визначаємо відносні молекулярні маси реагентів і продуктів реакції:

— 28, Н2 — 2, NH3 — 17.

3. Невідому масу чи об’єм будь-якого реагента чи продукту реакції, коли відома маса або об’єм одного з них, визначаємо за пропорцією відносних молекулярних мас чи кількості молей (за реакцією) і масою чи об’ємами реагуючих речовин відповідно в kg чи m3 (одне з них невідоме — Х). Наприклад, маси азоту і водню, які прореагують за утворення 1 t аміаку, визначимо з пропорції:

звідки ;

звідки

Перевіримо правильність розрахунку: .

Об’єм газу бажаного компонента реакції, коли відомою є його маса, визначаємо, виходячи із закону Авогадро: об’єм одного моля газу за нормальних умов (ºС і 1 аt) дорівнює добутку відношення його маси до молярної маси (що дорівнює кіль­кості речовини в молях) на об’єм одного моля .

У нашому прикладі об’єми і становитимуть відповідно:

;

Якщо наші розрахунки справедливі, то сума об’ємів азоту й водню має бути вдвічі більшою ніж об’єм аміаку, оскільки за стехіометричною реакцією чотири молі реагуючих речовин (і ) утворюють тільки два молі продукту .

Але спочатку треба визначити об’єм 1t аміаку:

.

Перевіримо відповідність розрахунків об’ємів стехіометричним:

(у 2 рази).

Це і підтверджує правильність розрахунку.

Корисно взяти до уваги й використати для розрахунків об’єму реагуючих речовин іще один висновок із закону Авогадро: об’єми реагуючих газів і газу продукту відносяться між собою як їхні стехіометричні коефіцієнти. Отже, знаючи будь-який об’єм газу реакції, можна одразу розрахувати інші. Наприклад, об’єм витраченого водню становить 1971 m3, звідси об’єм аміаку становитиме

.

Різниця із вищенаведеним розрахунком несуттєва — , тобто цей метод забезпечує точність до другого знака після коми.

Аналогічними схемами розрахунків ми користуватимемось у наступних розділах.

Термохімічні закони стехіометрії

Термохімічні закони (або закони термохімії) є однією з форм виявлення фундаментального закону природи — закону збереження і перетворення енергії.

Відомо, що за перетворення речовин у природі, лабораторії чи у виробничих процесах обов’язково має місце виділення або поглинання тепла. Процеси перетворення речовини з виділенням тепла (екзотермічні процеси) відбуваються від свого початку й до кінця довільно, наприклад, процеси окиснення (горіння) органічних сполук, нейтралізація кислот лугами, корозія металів та ін.). Деякі з таких процесів, щоправда, потребують підведення ззовні певної кількості енергії, щоб розпочався довільний екзотермічний процес, наприклад, запалювання деревини чи вугілля, проте кількість виділеної в процесі їхнього горіння енергії набагато перевищує кількість підведеної енергії. Інші реакції, навпаки, потребують безперервного підведення зовнішньої енергії, щоб реакція не припинялась (ендотермічні процеси). Прикладом такої реакції може бути розкладання триоксокарбонату кальцію (СаСО3) на оксид кальцію і діоксид вуглецю.

З огляду на закон збереження енергії виникає питання щодо джерела енергії екзотермічних процесів перетворення речовини і щодо причин поглинання (перетворення) енергії в ендотермічних процесах.

Виділення теплоти за взаємодії різних речовин дає підставу визнати, що ці речовини ще до реакції мали певну енергію в прихованій формі. Така форма енергії, яку приховано в речовині і яка вивільняється під час хімічних, а також деяких фізичних процесів (наприклад конденсації пари або кристалізації рідини), називається внутрішньою енергією речовини.

Докладніше це явище обговорюватимемо, вивчаючи термодинаміку хімічних реакцій.

Розділ науки, котрий вивчає теплові ефекти перетворення речовини (у хімічних реакціях), має назву термохімія.

Результати термохімічних вимірювань — теплові ефекти реакцій — прийнято відносити до одного моля речовини, що утворюється. Кількість теплоти, яка виділяється або поглинається під час утворення одного моля сполуки з простих речовин, називається молярною теплотою утворення даної сполуки. Наприклад, вираз «теплота утворення води дорівнює 285,8 kJ/mol» означає, що в процесі утворення 18 g рідкої води з 2 g водню і 16 g кисню виділяється 285,8 kJ.

Якщо елемент може існувати у вигляді кількох простих речовин, то, розраховуючи теплоту утворення, цей елемент беруть у вигляді тієї простої речовини, яка за певних умов найстійкіша. Прийнято вважати, що теплоти утворення найстійкіших за певних умов простих речовин дорівнюють нулю. Теплоти ж утворення менш стійких простих речовин дорівнюють теплотам утворення їх зі стійких. Наприклад, за звичайних умов найстійкішою формою кисню є молекулярний кисень О2, теплота утворення якого дорівнює нулю. Теплота ж утворення озону О3 дорівнює 142 kJ/mol, оскільки в процесі утворення з молекулярного кисню одного моля озону поглинається 142 kJ.

Теплові ефекти можна включати в рівняння реакцій. Хімічні рівняння, у яких зазначено кількість теплоти, що виділяється або поглинається, називаються термохімічними рівняннями. Так, теплота утворення водяної пари дорівнює 241,8 kJ/mol; відповідне термохімічне рівняння має вигляд:

.

Зрозуміло, що різниця між теплотою утворення рідкої води (285,8 kJ/mol) і водяної пари (241,8 kJ/mol) є теплотою випаровування води за 25ºС, віднесеною до одного моля.

Теплота утворення оксиду азоту (ІІ) від’ємна і дорівнює –90,25 kJ/mol. Відповідне термохімічне рівняння має вигляд:

або .

Розглянемо два основні закони термохімії, які відображають закон збереження енергії і відіграють важливу роль у розрахунках теплових балансів природничих і технологічних процесів.

Перший закон термохімії стверджує, що тепловий ефект прямої реакції дорівнює за абсолютним значенням тепловому ефекту зворотної реакції, але є протилежним за знаком.

Другий закон термохімії (закон Гесса) відповідно до викладених раніше визначень можна сформулювати так:

Тепловий ефект низки послідовних перетворень речовин не залежить від продуктів проміжних стадій, а лише від енергетичного стану вихідних реагентів і кінцевих продуктів.

За законом Гесса сформульовано правило: тепловий ефект реакції дорівнює різниці між сумою теплот утворення продуктів реакції і сумою теплот утворення вихідних реагентів. При цьому слід ураховувати стехіометричні коефіцієнти реакції та знак теплового ефекту і пам’ятати, що теплоту утворення простих речовин узято за нульову.

Наприклад, у реакції відновлення заліза з оксиду (Fe2O3 + 3 CO = = 2 Fe + 3 CO2) тепловий ефект Q становитиме:

Закон Гесса дає змогу визначити тепловий ефект перетворень кристалічної будови речовини, коли його безпосередньо не можна виміряти, наприклад, за перекристалізації (алотропного перетворення) вуглецю із алмазу в графіт:

.

Для визначення Q треба порівняти теплові ефекти реакцій згоряння алмазу і графіту:

;

;

.

Якщо середовище отримує енергію (екзотермічна реакція), то тепловий ефект позначаємо знаком «+», і, навпаки, якщо енергія з навколишнього середовища поглинається, то тепловий ефект позначаємо знаком «–». Але в термодинаміці, яку ми будемо розглядати пізніше, тепловий ефект (ентальпія ) позначається за екзотермічних реакцій знаком «–» (), а за ендотермічних, навпаки, знаком «+» (). Наприклад, ендотермічна реакція водяної пари і коксу може бути виражена двома рівнозначними записами:

;

.

Структурно-логічні схеми й висновки для повторення розділу 1.2.4

І. Класифікація і принципи побудови.

*

ІІ. Номенклатури речовин (тривіальна і системні).

ІІІ. Побудова назв неорганічних речовин за IUPAC.

IV. Побудова назв органічних речовин

Загальні висновки до розділу 1.2.4

1. Нині щорічно реєструється близько півмільйона нових хімічних речовин з різними, у тім числі високотоксичними, властивостями. Для їх раціонального і безпечного використання необхідна точна система найменувань, яка б однозначно вказувала на їхній хімічний склад.

2. Класифікацію речовин і розробку системи їхніх назв, тобто номенклатуру, постійно здійснює Міжнародний союз теоретичної і прикладної хімії IUPAC (ІЮПАК).

3. Нині найбільш поширені дві близькі за змістом номенклатури IUPAC і ASE. Останню розроблено Асоціацією наукової освіти. Обидві системи уможливлюють за формулою однозначно назвати речовину, і навпаки — за назвою написати її хімічну формулу.

4. Стехіометрія — основа кількісного визначення речовини в процесах її утворення й розкладу як у живих організмах, так і у виробничих процесах. Стехіометричні методи й розрахунки базуються на законах збереження матерії і енергії.

5. Знання номенклатури речовин і стехіометрії необхідні для розуміння й аналізу як процесів у навколишньому природному середовищі, так і технологічних процесів економіки, а також їхнього взаємовпливу.

Література

1. Колотило Д. М. К 61 Екологія і економіка: Навч. посібник. — К.: КНЕУ, 1999.

* R — радикал Сn Hm (див. словник).