2. Стехіометричні закони хімії

Стехіометричні закони хімії (від гр. слів «стехіон»  елемент, першоджерело і «метрія»  вимірювання) були відкриті після вивчення масових та об’ємних співвідношень, в яких реагують та утворюються хімічні речовини. Завдяки відкриттю цих зако­нів хімія піднялася до рівня науки, на них ґрунтуються скла­дання хімічних формул, рівнянь реакцій, розрахунки в хімічній технології й хімічному аналізі.

Закон збереження маси. М.В. Ломоносов, а дещо згодом А.Л. Лавуазьє довели, що сума мас речовин, які вступили в реакцію, дорівнює сумі мас продуктів реакції.

Цей закон дістав назву закону збереження маси. Його мож­на пояснити, виходячи з положень атомно-молекулярного вчен­ня. Справді, під час перебігу хімічних реакцій руйнуються хіміч­ні зв’язки між атомами вихідних речовин, атоми перегрупову­ються і між ними утворюються нові зв’язки. Одні речовини пе­ретворюються на інші, але атоми при цьому не зникають і не виникають з нічого. Вони входять до складу продуктів реакції у таких самих кількостях, у яких містилися у вихідних речовинах.

Звідси випливає такий практичний наслідок: під час складан­ня рівнянь реакцій стехіометричні коефіцієнти треба добирати так, щоб число атомів відповідних елементів у лівій і правій частинах рівняння було однаковим.

Закон збереження маси не є абсолютним. Це – окремий ви­падок закону збереження маси та енергії. Маси речовин зали­шаються сталими у процесах з порівняно невеликими енерге­тичними ефектами. У ядерних перетвореннях ці ефекти дуже великі, а це відповідно до співвідношення Ейнштейна (Е = ∆тс²) спричинює помітні зміни мас.

Наприклад, для реакції горіння вуглецю (графіту), що супровод­жується утворенням вуглекислого газу, на кожен моль СО₂ виділя­ється 393,5 кДж теплоти. Відповідно до співвідношення Ейнштейна

∆m = 393,5•10³ Дж/(3•10⁸)² м²/с² = 4,4•10^-12 кг = 4,4•10^-9 г, тобто не перевищує 10^-8 % маси СО₂, що утворився. Таку зміну маси не можна виміряти експериментально, і нею можна знехтувати.

На відміну від цього в ядерних реакціях, наприклад у разі утво­рення 1 моль атомів гелію з 2 моль протонів і 2 моль нейтронів виді­ляється 2,73•10¹² кДж теплоти. Це відповідає помітній зміні маси  0,03 г, або 0,75% маси гелію, що утворюється.

Використання. Закон збереження маси є основою для кількісних розрахунків за хімічними рівняннями в науці та виробництві.

Закон сталості складу. Цей закон був відкритий фр. Вченим Ж. Л. Прустом і К.Л. Бертолле. Пруст вважав, що хімічні речовини мають сталий склад, тоді як Бертолле, навпаки, що склад речовини залежить від способу їх добування. Після низки дослідів було доведено, що в природі є одна вода, в якій водень і кисень сполучені у сталому масовому співвідношенні 1:8. Це дало змогу Прусту сформулювати закон: кожна чиста речовина незалежно від способу її добування має сталий якісний і кількісний склад.

Цей закон переконливо свідчив на користь атомно-молекулярного вчення. Пояснення: речовини складаються з атомів, сполучених між собою в певних співвідношеннях відповідно до їх валентності. Валентність – це здатність атомів приєднувати певне число інших атомів, тому атомні співвідношення різних елементів у чистій сполуці є сталими.

Закон лишається справедливим і в разі змінної валентності елементів. Так. У сполуках СО та СО₂ валентності вуглецю дорівнюють відповідно 2 і 4, кисню 2. Але якщо взяти чистий СО₂, то валентність вуглецю в усіх його молекулах дорівнює тільки 4, тому склад цього оксиду залишається сталим. Але, цей закон справедливий не для всіх речовин. Для деяких високомолекулярних сполук карбідів, нітридів, оксидів атомні співвідношення не є точно фіксованими, а можуть змінюватись у певних межах. Такі сполуки називають бертоліди. Сполуки, для яких справедливий закон сталості складу дальтоніди.

Висновки закону.

1. Склад речовини молекулярної будови можна описати однією хімічною формулою з цілочисельними індексами.

2. Якщо одні й тіж самі хімічні елементи сполучаються між собою в різних кількісних цілочисельних співвідношеннях, вони утворюють різні речовини. Так, наприклад, вода та пероксид водню.

Твердження, зворотне закону сталості складу (кожному складу речовини відповідає тільки одна хімічна сполука) – невірне. Один і той же склад можуть мати різні речовини – ізомери.

Використання. Відкриття закону надало можливості описати склад речовин певними хімічними формулами та виконувати розрахунки за ними.

Закон еквівалентів. Німецький хімік І.В. Ріхтер звернув увагу на те, що коли одна і та сама кількість вапна повністю взаємодіє з певними кількостями азотної і сульфатної кислот, то вони нейтралізуються однаковими кількостями поташу. Це наштовхнуло його на думку, що речовини взаємодіють між собою в певних співвідношеннях. Згодом це саме помітив Дальтон, який увів поняття про частки сполучення (еквіваленти).

Хімічний еквівалент – це реальна або «умовна» матеріальна частинка, яка може приєднувати, вивільнятись або бути якимось чином еквівалентною іону Н⁺ або ОН^- в кислотно-основних реакціях (реакціях обміну) або 1 електрону в окисно-відновних реакціях.

Хімічний еквівалент змінний і залежить від реакції, в якій ця речовина бере участь. Число, яке показує, яка частка реальної частинки речовини Х еквівалентна одному Н⁺ іону або ОН^- групі в кислотно-основній реакції, називається фактором еквівалентності речовини Х. Ця величина безрозмірна.

Молярна маса хімічного еквівалента речовини – це маса 1 моля речовини еквівалента. Вимірюється в г/ моль.

Закон еквівалентів. Маси елементів, що реагують між собою, відносяться один до одного, як їх молярні маси речовин еквівалентів:

m₁/m₂ = M(f _екв (Х₁)Х₁) / M(f _екв(Х₂)Х₂)