Тема 2. Основні поняття і закони хімії.

Одним із найважливіших понять у хімії є поняття про хімічний елемент. Хімічним елементом називається тип атомів, які мають однаковий заряд ядра, що дорівнює протонному числу (порядковому номеру) елемента. Нині відомо вже 112 хімічних елементів, їх класифікують по-різному, залежно від ознаки, яка береться в основу класифікації.

Кожен із елементів має свій символ — знак хімічного елемента. Наявність хімічної азбуки дає змогу відображувати склад речовин за допомогою хімічних формул. Зрозуміло, що, крім хімічного елемента, речовина також є одним із основних об'єктів хімії. І це справедливо, адже з речовин складаються всі тіла, що нас оточують. Наприклад, краплини дощу, іній на гілках, туман над річкою — усе це тіла, що складаються з однієї й тієї самої

речовини — води.

Кожній речовині притаманні специфічні властивості — об'єктивні характеристики, які визначають індивідуальність конкретної речовини і тим самим дають змогу відрізнити її від усіх інших речовин.

Властивості речовин визначаються їх складом і будовою, тобто характером зв'язків, що виникають між атомами, та їхнім просторовим розміщенням. Властивості речовин суттєво змінюються залежно від наявних домішок. Ось чому для чистих речовин уведено поняття «хімічний індивід», що означає, який складається тільки з атомів (молекул, іонів) певного виду.

Добування абсолютно чистих речовин, мабуть, практично неможливе, хоча нині використовують методи, які знижують вміст домішок до кількох атомів на 109 —1010 атомів основного елемента.

Складні речовини також класифікують за певними ознаками. Згадаємо, наприклад, на які класи поділяються неорганічні речовини. Під час впливу на речовини зовнішніх умов у них відбуваються різні процеси. Залежно від зміни речовини, аж до утворення нової речовини, ці процеси можна розподілити на кілька видів.

Фізичні процеси (нагрівання, випаровування, плавлення, охолодження, конденсація тощо), змінюючи фізичні властивості речовини, не змінюють будови атомів або молекул, з яких складається дана речовина, і не призводять до змінення хімічних властивостей, до утворення нової речовини.

Хімічні процеси змінюють будову атомів і молекул, з яких складаються речовини, що реагують, і в результаті утворюються нові речовини з новими хімічними і фізичними властивостями. Хімічні процеси і є хімічними реакціями, їх можна зображувати за допомогою хімічних рівнянь.

Фізико-хімічні процеси (наприклад, розчинення) є проміжними між фізичними і хімічними процесами. Вони, як правило, не викликають радикальних змін хімічних властивостей Речовин, що беруть у них участь.

М. В. Ломоносову XVIII ст. розвинув атомно-молекулярні уявлення у струнку природничо-наукову систему і вперше ввів їх у хімію. Власне, сучасна хімія почалася тоді, коли були зрозумілі і прийняті більшістю вчених основні положення про внутрішню будову речовини, уявлення про атоми як носіїв властивостей елементів і про молекули як носіїв хімічних властивостей різних речовин. Такі уявлення об'єднуються в атомно-молекулярне вчення і допомагають установити ті закони, які заведено називати основними законами хімії.

Закон збереження маси. Виключне значення для розвитку хімії мало встановлення закону збереження маси, який є наслідком загального закону збереження матерії та руху, сформульованого М. В. Ломоносовим у 1748 р. як загальний природничий закон: «Усі зміни, що відбуваються в натурі, такого суть стану, що, скільки чого в одного тіла відніметься, стільки приєднається до іншого: так якщо де убуде скількісь матерії, то помножиться в іншому місці... Сей загальний закон простягається в самі правила руху; бо тіло, яке рухає своєю силою інше, стільки ж ония у себе втрачає, скільки передає іншому, яке від нього рух здобуває».

У 1756 р. М. В. Ломоносов експериментальне довів це положення, висловлене у вигляді філософської концепції, здійснюючи досліди з випалювання металів у запаяній реторті. Незалежно від Ломоносова, закон збереження маси було відкрито і введено в хімію французьким ученим Антуаном Лавуазьє у 1789 р., котрий зробив ще один важливий висновок: під час хімічних реакцій зберігається не тільки загальна маса речовин, а й маса кожного елемента, що входить до складу реагуючих речовин. Отже, під час хімічних реакцій елементи не перетворюються один на одний, а зберігаються.

Сучасне формулювання закону збереження маси таке:

Маса речовин, які вступають у хімічку реакцію, і дорівнює масі речовин, які утворюються внаслідок реакції. Це можна пояснити тим, що у процесі хімічної реакції відбувається тільки перегрупування атомів, але кількість атомів і маса кожного з них залишаються сталими. Якщо ж кількість атомів кожного елемента, отже їхня загальна маса, не змінюється, то й маса реагентів повинна дорівнювати масі продуктів.

Закон збереження маси відіграв значну роль у становленні атомно-молекулярного вчення і подальшому розвитку хімії як науки. На підставі закону збереження маси складаються рівняння хімічних реакцій і здійснюються практично важливі розрахунки.

Закон сталості складу. Наступним кроком у розвитку хімії стало встановлення положення про сталість складу речовин, виведеного французьким ученим Ж. Прустом:

Кожна хімічно чиста речовина має сталий склад, і незалежно від умов і способів її добування.

Наприклад, воду можна добути будь-яким способом:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

2Fе(ОН)₃ = Fе₂O₃ + 3Н₂О

Н₂SО₄ + 2NaОН = Na₂SO₄ + 2Н₂O

Н₂SіО₃ = SіО₂ + Н₂О

Співвідношення атомів Гідрогену та Оксигену в молекулі води завжди 2 : 1, а масове співвідношення 2:16 або 1 : 8 (зважаючи на те, що Ar(H) = 1, а Аr(О) = 16). Масові частки Гідрогену й Оксигену в хімічно чистому зразку води відповідно становлять 11,12 і 88,88 %.

Отже, якщо речовина являє собою індивідуальну хімічну сполуку (без домішок), то її склад сталий і не залежить від способу добування. Відхилення від зазначеного складу свідчать про наявність домішок. Проте зворотне твердження — кожному певному складу відповідає тільки одна хімічна сполука — неправильне.

Наприклад, диметиловий етер СН₃—О—СН₃ і етиловий спирт С₂Н₅ОН мають однаковий хімічний склад С₂Н₆О, але є різними хімічними сполуками, що відрізняються одна від одної структурою молекул, тобто порядком з'єднання в них атомів.

Речовини з однаковим хімічним складом і різною будовою називаються ізомерами.

Отже, кількісний склад сам по собі не визначає специфіки речовини.

Правильність висловленого Ж. Прустом положення про сталість складу речовин заперечував відомий на той час авторитет, французький хімік К. Бертолле, який вважав, що склад речовини може змінюватися у певних межах.

Питання про сталість складу речовин стало предметом семирічної полеміки між Ж. Прустом і К. Бертолле. Унаслідок ретельної експериментальної перевірки погляди Ж. Пруста на той час взяли гору. Висловлене ним положення у 1808 р. було визнане як закон сталості складу.

Насправді ж справедливі погляди обох учених. Це довів російський хімік академік М. С. Курнаков, який на початку XX ст. сформулював уявлення про речовини сталого складу — Дальтоніди і змінного складу — бертоліди.

Отже, закон сталості складу не є справедливим для всіх речовин. Свого часу він відіграв важливу роль, сприяв укріпленню атомно-молекулярного вчення в хімії, оскільки дав змогу розглядати хімічну сполуку як речовину, що складається з певних молекул і тому має сталий склад. У той час (до початку ХХ ст.) вважали, що всі речовини складаються з молекул.

Нині висловлене Ж. Прустом положення законом не вважають. Зараз відомо, що багато речовин мають немолекулярну будову, їхній склад змінюється у певних межах залежно від умов добування. Крім того, навіть деякі речовини молекулярної будови, наприклад полімери, не мають сталого складу.

Закон об'ємних відношень. Відомо, що маса речовин під час хімічних реакцій зберігається незмінною. На відміну від маси об'єм реагентів може суттєво змінюватись. Це відбувається тоді, коли в реакції беруть участь газоподібні речовини або утворюються газоподібні продукти реакції.

Вимірюючи об'єми газів, що вступають у реакцію та утворюються внаслідок неї, французький учений Ж. Гей-Люссак у 1808 р. сформулював закон об'ємних відношень, відомий як «хімічний» закон Гей-Люссака: Об'єми газів, що вступають у реакцію, відносяться один до одного і до об'ємів добутих газоподібних продуктів як невеликі цілі числа.

При цьому вважається, що всі об'єми газів зведено до однакових температури і тиску. Наприклад, під час синтезу хлороводню з водню і хлору Н2(г) + Сl2(г) = 2НСl(г)

співвідношення об'ємів газів таке: V(Н₂) : V(С1₂): V(НС1) =1:1:2, тобто 1 л водню сполучається з 1 л хлору, утворюючи 2 л хлороводню.

Отже, у рівняннях хімічних реакцій коефіцієнти перед 11 формулами газоподібних речовин відповідають їхнім об'ємам.

Закон Авогадро. Виявлену Ж. Гей-Люссаком закономірність пояснює закон, відкритий у 1811 р. італійським ученим Амедео Авогадро. В однакових об'ємах різних газів за однакових умов (температури та тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший наслідок:

Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм. За нормальних умов (н. у.) (тиск в 1 атм (101325 Па) і температура 273,15 К або 0 °С) об'єм 1 моль будь-якого газу дорівнює 22,4 л. Стала Ут - 22,4 л/моль називається молярним об'ємом газу за нормальних умов.

Молярний об'єм газу — це величина, що дорівнює відношенню об'єму газу за

даних умов до кількості речовини цього газу де Vm — молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль); V— об'єм газу за даних (будь-яких) умов, м3 (л); n — кількість речовини газу, моль.

За стандартних умов (тиск 1 атм (101325 Па) і температури 298,15 К або 25 °С) молярний об'єм газу дорівнює не 22,4, а 24,4 л/моль.

Молярний об'єм газу Vm можна обчислити також, знаючи молярну масу газу М та його густину.

Молярний об'єм газу — це величина, що дорівнює відношенню молярної маси газу до його густини де Vm — молярний об'єм газу, м³/моль (л/моль); М— молярна маса газу,

кг/моль (г/моль); р — густина газу, кг/м (г/л).

Другий наслідок: маса одного і того самого об'єму газу тим більша, чим більша маса його молекул. Якщо в однакових об'ємах газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул, то, очевидно, що відношення мас однакових об'ємів газів за однакових умов дорівнює відношенню їхніх молярних мас де m1 — маса певного об'єму першого газу; m2 — маса такого самого об'єму другого газу; М₁ і М₂ — молярні маси відповідно першого і другого газів.

Відношення маси певного об'єму одного газу до маси такого самого об'єму іншого газу (взятого за тих самих умов) називається відносною густиною першого газу за другим.

Отже, можна твердити, що густини різних газів, узятих за однакових умов, пропорційні їхнім молярним масам