Биология для студентов-медиков: общая биология, молекулярная биология, генетика

Величиной, характеризующей число структурных единиц, является количество вещества. За единицу измерения количества вещества принят моль.

Моль – количество вещества n (либо ? (ню), содержащее столько структурных единиц, сколько содержится в 12 г изотопа ₁₂С.

Молярная масса (M) – масса 1 моля вещества в граммах, равная отношению массы вещества (m) к соответствующему количеству вещества (n):

М = m/n

M численно равна молекулярной массе Mr.

N_А – число Авогадро, которое соответствует числу структурных единиц в одном моле любого вещества. N_А = 6,022 · 10²³ 1/моль.

Масса вещества (m), его количество и молярная масса между собой связаны соотношением:

m = n·М

Молярный объём газа (V_M )

– объём, который занимает 1 моль газообразного вещества при данных условиях.

– это объем 1 моля газа, равный отношению объема газа (V) к количеству вещества (n).

При нормальных условиях (н.у.), т.е. при температуре 20 ^o С и давлении 1 атм. (101,3 кПа), молярный объём газа (Vm) составляет 22,4 л/моль. При вычислении молярного объёма газа в других условиях используют уравнение состояния идеального газа:

P·V = n·R·T

(P – давление, V – объём газа, n – количество газа, Т – абсолютная температура,

R – универсальная газовая постоянная, значение которой 8,31 Дж/моль·K = 0,082057 л·атм·К??·моль??)

Эквивалент – реальная или условная часть формульной единицы (атома, молекулы или иона), принимающая участие в образовании одной химической связи при протекании химической реакции.

Под «реальной» частицей понимают реально существующие соединения (NaOH, H₂SO₄, H₂O и др.), под «условной» частицей – доли этих реальных частиц 1/2 H₂SO₄). Например, в реакции NaOH + HCl = NaCl + H₂O эквивалентом гидроксида натрия будет катион Na⁺ потому что при обмене он заменяется на катион водорода. То есть он эквивален H⁺.

Числo эквивалентности Z показывает, сколько эквивалентов вещества содержится в одной формульной единице. Значение Z зависит от химической реакции, в которой вещество принимает участие.

Наряду с числом эквивалентности часто используют понятие фактора эквивалентности f, представляющего собой долю формульной единицы, соответствующую эквиваленту f =1/Z.

Пример:

H₂SO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Z (H₂SO₄) = 2

Z (NaOH) = 1

В данной реакции одна молекула серной кислоты, отщепляя 2 катиона водорода, расходует две химических связи на образование средней соли Na₂SO₄, т.е. 1 молекула серной кислоты содержит 2 эквивалента. Число эквивалентности Z = 2, а эквивалентом серной кислоты является 1/2 молекулы, т.е. фактор эквивалентности f = 1/2 .

H₂SO₄+ NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Z (H₂SO₄) = 1

Z (NaOH) = 1

При образовании кислой соли NaНSO₄ в молекуле серной кислоты замещается на натрий только один атом водорода, поэтому в данной реакции эквивалентом серной кислоты является вся молекула.

Примечание:

А) В химических реакциях обменного типа число эквивалентности считают равным количеству моль Н+ или ОН? ионов, которые отщепляются или присоединяются 1 молем вещества.

В) В окислительно-восстановительных реакциях (ОВР) число эквивалентности рассчитывается по отношению к количеству отданных или принятых частицей электронов. Количество эквивалентов вещества ?Э прямо пропорционально произведению количества моль вещества и числа эквивалентности: ?Э = Z · ?

Молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) МЭ равна массе одного моль эквивалента вещества. [MЭ]= 1 г/моль

Молярная масса эквивалента МЭ (размерность г/моль)– равна массе вещества, эквивалентной 1 молю водорода или 1 молю электронов в химической реакции. Численно равна эквиваленту вещества. МЭ равна молярной массе вещества, умноженной на фактор эквивалентности:

М(1/z X) = M(X) • f_экв (X) = M(X) / z

Основные законы химии:

1. Закон сохранения массы (Михаил Васильевич Ломоносов, 1756 и Антуан Лоран Лавуазье, 1778)

Масса исходных веществ, вступивших в реакцию, равна массе получившихся веществ.

2. Закон эквивалентов (И. В. Рихтер, 1792 и У. Х. Волластон, 1807)

Отношение масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равно отношению их химических эквивалентов

3. Закон постоянства состава (Жозеф Луи Пруст, 1799г.).

Состав индивидуального химического соединения постоянен и не зависит от способа получения этого соединения.

4. Закон простых кратных отношений. (Джон Дальтон, 1803г.). Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента приходятся такие массы другого, которые относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

5. Закон простых объёмных отношений (Жозеф Луи Гей Люссак, 1808).