2.Основні закони хімії (закон збереження маси речовин, закон кратних відношень, закон сталості складу сполук, закон еквівалентів, закон Авогадро).

Закон збереження маси речовин відкрив великий російських вчений М.В.Ломоносов (1711-1765 р.р.).

У 1756 р. вчений ставить досліди, аналогічні спробам англійського хіміка Р.Бойля. Для цього він бере скляну трубку, поміщає у неї метал, заплавляє і нагріває. Вага заплавленої трубки залишається незмінною, хоч метал у трубці після нагрівання змінився, перетворився у землисте тіло. Вага трубки збільшується тільки тоді, як після нагрівання в ній зробити отвір.

Ломоносов написав: «Вага трубки з металом після нагрівання залишається в повній мірі».

Цей висновок є виразом першого закону хімії – закону збереження маси речовини, який був вперше сформульований у виді гіпотези у 1748 р. і остаточно підтверджений Ломоносовим дослідним шляхом.

Закон збереження маси можна сформулювати так:

Вага речовин, які вступають у реакцію, і вага речовин, що одержуються після реакції, однакові.

Значення цього закону полягає в тому, що він:

1) заперечував ідеалістичне тлумачення різних хімічних перетворень;

2) підводив до розуміння матеріальних складових частин тіла;

3) давав метод кількісного вивчення речовини, поклав початок кількісному аналізу речовини.

Закон збереження маси став науковою основою для створення перших понять хімії –хімічний елемент, проста речовина…

Хімічний елемент – найпростіша складова частина речовини. Хімічний елемент – це певний тип атомів, які мають однаковий заряд ядра, що дорівнює протонному числу елемента.

Атом – найдрібніша електронейтральна частинка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Абсолютна атомна маса – це справжня маса атома елемента. Вона має надто малі значення, наприклад

m (H) = 1,67 · 10-24 г.

У хімії використовують не грами, а спеціальну одиницю – атомну одиницю маси а.о.м., яка дорівнює

а.о.м. = 1,66 · 10-24 г.

Відносна атомна маса Ar – величина, що дорівнює відношенню маси атома елемента до 1/12 маси атома Карбону. Ar – безрозмірна величина, що являє собою масу атома, виражену в атомних одиницях маси.

Молекула – найменша електронейтральна частинка речовини, що виявляє її хімічні властивості і здатна до самостійного існування.

Відносна молекулярна маса Mr – це величина, що дорівнює відношенню маси речовини певного формульного складу до 1/12 маси атома Карбону.

Mr – безрозмірна величина, що являє собою суму відносних атомних мас елементів, які входять до формульного складу речовини.

Молекули рідин і газів мають сталий якісний і кількісний склад. Раніше сталість складу вважали законом. Тепер відомо багато речовин змінного складу – бертолідів на відміну від речовин сталого складу – дальтонідів.

Речовина – це сукупність частинок (атомів, молекул, йонів, радикалів), що перебуває у будь-якому з трьох агрегатних станів.

Усі речовини – це і є хімічні сполуки, оскільки містять хімічно зв’язані між собою атоми елементів, якщо це атоми одного елемента – прості речовини, якщо атоми різних елементів – складні речовини.

Індивідуальні речовини, що складаються з двох або більше елементів, називаються хімічними сполуками. Утворення хімічної сполуки з простих речовин відбувається внаслідок хімічної реакції, супроводжується певним енергетичним ефектом.

Хімічні реакції скорочено записуються у вигляді хімічних рівнянь. Наприклад, реакція одержання сульфіду цинку:

Zn + S = ZnS

Кількість речовини – це величина, яка показує число структурних частинок (атомів, молекул, йонів), що містяться у даній порції речовини.

Позначається символом n (ен) або ν (ню). Одиниця – моль, одна з основних одиниць.

Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних частинок цієї речовини, скільки атомів міститься у вуглеці масою 12 г.

Молярна маса М – величина, що дорівнює відношенню маси речовини до відповідної кількості речовини. Одиниця молярної маси – г/моль.

Закон еквівалентів.

Хімічна сполука не тільки характеризується чистотою, сукупністю певних властивостей, наявністю в ній кількох хімічних елементів, але й певним їх кількісним вмістом.

У 1792 р. німецький хімік В.Ріхтер висунув думку, що речовини діють між собою у певних частках. Пізніше Дж. Дальтон ввів поняття про частки сполучення (еквіваленти) і у 1803 р. сформулював закон еквівалентів:

Елементи сполучаються один з одним, а індивідуальні речовини взаємодіють між собою у вагових кількостях, прямо пропорційних їхнім еквівалентам.

Еквівалентами або частками сполучення називаються вагові кількості елементів, які сполучаються з однією ваговою кількістю водню (точніше з 1,008) або з відповідними ій ваговими кількостями інших елементів.

Для реакції aA + bB = cC + dD:

де:

m(A) – маса речовини А [г];

m(B) – маса речовини В [г];

Mекв.(A) – молярна маса еквівалентів речовини А [г/моль-екв];

M екв.(B) – молярна маса еквівалентів речовини В [г/моль-екв].

Еквіваленти можна розраховувати не тільки для елементів, а й для хімічних сполук. Еквівалентом сполуки буде така її кількість, яка сполучається, заміщує або відповідає в хімічній реакції одній ваговій частині водню, восьми ваговим частинам кисню або еквівалентам інших елементів.

Еквівалент можна вичислити двома методами: прямим і методом витиснення.

Прямий метод – це обчислення еквівалента елемента за ваговим складом сполуки, яка складається з двох елементів, та еквівалентом другого з цих елементів методом пропорцій. Нехай елемент А входить до m г сполуки АВ у кількості g г, тоді вміст елемента В у цій сполуці буде m-g г. Еквівалент В дорівнює E_B, тоді еквівалент елемента А знаходиться за формулами:

g / E_A = (m - g) / E_B

E_A = g * E_B / (m-g),

Метод витиснення – обчислення еквіваленту за воднем. Якщо g г металу витісняє m г водню, то еквівалент металу обчислюється за формулою:

E_M = g / m

Для елемента еквівалент можна обчислити за валентністю як частку від ділення атомної маси на валентність.

Еквіваленти виражаються безрозмірними величинами. Проте для виразу еквівалентних мас використовують такі величини, як грам-еквіваленти. Грам-еквівалент (г*екв) – це вагова кількість елемента або сполуки в грамах, яка чисельно дорівнює еквіваленту.

Закон постійності складу.(закон сталості складу сполук)

Автором закону сталості складу сполук є французький хімік Ж.Пруст:

Яким би способом не одержувалась дана сполука, її склад завжди постійний.

де:

m(A) – маса речовини А [г];

m(B) – маса речовини В [г].

Закон постійності складу сполук не є всезагальним. Він має певні обмеження, тому що з часом стало відомо про сполуки, які мають змінний склад.

Закон кратних відношень (закон простих вагових відношень).

Дальтон у 1803 р., вивчаючи випадки, коли два елементи утворюють кілька сполук, прийшов до висновку:

Якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то вагові кількості одного з них, що припадають у цих сполуках на одну й ту ж вагову частину іншого елемента , повинні відноситися один до одного як прості числа.

Це узагальнення одержало назву закону кратних відношень.

Закон простих вагових відношень, вказуючи на перервність складу сполук, підводить до висновку про дискретну будову речовин.

Закон простих об’ємних співвідношень.

У 1808 р. французький хімік Гей-Люссак досліджуючи реакції між газами, сформулював закон простих об’них співвідношень:

За однакових умов об’єми газів, що вступають у реакцію, відносяться між собою і до об’ємів одержаних газів як прості цілі числа.

Для реакції aA(газ) + bB(газ) = cC + dD:

де:

V(A) – об’єм речовини А [л];

V(B) – об’єм речовини В [л];

a, b – стехіометричні коефіцієнти (із рівняння реакції).

Закон Авогадро.

У 1811 р. італієць А.Авогадро вводить поняття про молекулу як складнішу частинку. У ому ж році він формулює свою знамениту гіпотезу, яка незабаром була перевірена на багатьох дослідах і згодом переросла в закон:

В однакових об'ємах різних газів, взятих при однаковому тискові та одній температурі, вміщується однакова кількість молекул.

(P = const, T = const)

де:

V1 – об’єм першого газу [л];

V2 – об’єм другого газу [л];

ν1 – кількість речовини першого газу [моль];

ν2 – кількість речовини другого газу [моль].

Закон Авогадро ліг в основу атомно-молекулярної теорії.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший: 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.

-за будь-яких умов

Молярний об'єм газу — це величина, що дорівнює відношенню об'єму газу за даних умов до кількості речовини цього газу

де V_m — 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 V_m 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 V_m — 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