Основные законы химии

На практике крайне важно уметь определять количественные изменения в массе, объеме или составе как исходных, так и конечных веществ при протекании химических реакций. Подобными расчетами занимается специальный раздел химии – стехиометрия (от греческих слов «стехион» – основа, элемент и «метрейн» – измерять). Он возник на рубеже XVIII – XIX веков, когда одной из первоочередных задач в работе химиков было установление качественного и количественного состава молекул веществ на основе весовых соотношений химических элементов в соединениях.

В современной химии стехиометрические расчеты также имеют важное значение. Они являются основой количественного химического анализа, различных вычислений при определении скоростей химических реакций, расхода реагентов и выхода продуктов реакции.

Теоретической основой стехиометрических расчетов служат фундаментальные количественные законы химии, часто еще называемые стехиометрическими законами.

К ним относятся: закон сохранения массы, закон постоянства состава веществ, закон Авогадро, закон объемных отношений.

Закон сохранения массы

В химию закон сохранения массы был введен в XVIII веке русским ученым М.В. Ломоносовым и, независимо от него, французским ученым А.Лавуазье.

Он формулируется следующим образом: «Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе образовавшихся веществ». Этот закон справедлив для химических реакций, которые протекают с разрушением молекул исходных веществ и образованием молекул других веществ. Атомы же в ходе таких превращений не претерпевают никаких изменений. Они лишь по-другому связываются друг с другом. Число атомов каждого вида до и после реакции остается неизменным, а значит, неизменными будут и их суммарные массы.

Например: 2H₂ + O₂ = 2 H₂O

В левой части уравнения этой реакции содержится 4 атома Н и 2 атома О – и в правой части содержится такое же число этих атомов. Естественно, их суммарные массы до и после реакции будут равны.

Закон сохранения массы не выполняется для ядерных реакций, идущих с разрушением или синтезом ядер атомов химических элементов и сопровождающихся затратами или выделением значительных количеств энергии. В этом случае масса исходных веществ может быть больше или меньше массы конечных веществ. Немецкий ученый Альберт Эйнштейн показал, что в этом случае изменение массы связано с энергией:

E = mс² (6),

где Е – энергия, выделяющаяся или затраченная при протекании ядерной реакции;

с – скорость света в вакууме (с  310⁸ мс);

m  m₂ – m₁, где m₂ – масса конечных веществ, m₁ – масса исходных веществ.

Если m  0, то в ходе ядерной реакции выделяется большое количество энергии Е. Если же m  0, то для протекания такой реакции, наоборот, нужно затратить значительное количество энергии Е.

Таким образом, в ходе ядерных реакций наблюдается переход массы в энергию и наоборот. Следствием этого является то, что массы атомных ядер всегда немного меньше суммы масс протонов и нейтронов, составляющих эти ядра. Эта разность называется иначе дефектом массы.

В принципе, аналогичные процессы должны протекать и в ходе химических реакций, т.к. они тоже сопровождаются выделением или поглощением энергии. Однако из-за небольших значений тепловых эффектов химических реакций по сравнению с ядерными и громадного значения величины скорости света в вакууме (с) эти изменения массы настолько малы, что лежат вне пределов возможности их практических измерений. Поэтому при химических реакциях можно не принимать во внимание изменение массы конечных веществ по сравнению с массой исходных веществ.

Например, расчеты показывают, что при образовании из Н₂ и Сl₂ одного моля хлороводорода (НСl) массой 36,5 г вследствие выделения энергии масса конечных веществ должна быть меньше массы исходных веществ на 110^-9г.

Закон сохранения массы в химии имеет первоочередное значение, так как на его основе ведутся все количественные расчеты по уравнениям химических реакций.