Основные законы химии

1.Закон сохранения массы вещества (М.В.Ломоносов,1748; французский ученый Антуан Лоран Лавуазье,1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции (продуктов реакции). Этот закон является частным случаем общего закона сохранения энергии. В механических и ядерных процессах соблюдается только в том случае, если энергия не рассеивается.

С точки зрения атомно- молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают из ничего, а происходит лишь их перегруппировка. А так как число атомов до реакции и после реакции остается неизменным, то и их общая масса также не изменяется.

Каждое химическое уравнение символизирует закон сохранения массы вещества и закон сохранения энергии:

∑m_{продуктов} = ∑m _{реагентов}

Например: H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O + 115 kДж

98 г + 80г = 142г + 36г

178 = 178

2. Закон постоянства состава (французский ученый Жак Пруст; 1808)

Cовременная формулировка закона: Каждое химически чистое вещество молекулярного строения независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный состав (под химически чистым веществом в определении подразумевается вещество, в котором химическим путем нельзя обнаружить примеси).

Ограниченность закона состоит в том, что он справедлив только для жидких и газообразных соединений с молекулярной структурой (например, SO₂, SO₃, NH₃,CH₄,H₂O и др.). Исключением являются полимеры, состоящие из молекул разной длины. Такие соединения в память Дж. Дальтона названы дальтонидами. Их состав выражается простыми формулами с целыми стехиометрическими индексами.

Вещества немолекулярного строения (ионные, атомные) имеют переменный состав и названы бертоллидами (в память фр. химика Клода Луи Бертолле, предвидевшего такие соединения). Стехиометрические индексы в бертоллидах могут быть дробными. Их состав меняется от условий получения (P, T). Например, можно получить оксид железа (II) состава Fe_0,89Oили Fe_0,93O. Бертоллиды часто встречаются среди бинарных соединений (гидридов, сульфидов, нитридов, оксидов металлов и т.п.) Из природных соединений бертоллидами являются, например, полевые шпаты, шпинели.

Закон постоянства состава можно сформулировать иначе: Химические элементы соединяются в определенных количественных соотношениях.

Например, углерод и кислород соединяются только в соотношении С:О =12:16, т.е.3 : 4 (СО – угарный газ) и С:О = 12:32, т.е. 3:8 (СО₂ – углекислый газ) Ни в каких других соотношениях они не соединяются.

Состав воды независимо от способа получения (синтезом, нейтрализацией, конденсацией и т. д.) имеет качественный и количественный состав: водорода Н – 11,19% и кислорода 88, 81%.Однако, нужно учитывать и изотопный состав. В тяжелой воде водорода ( ²Н – дейтерия) – 20%.

3. Закон кратных отношений (английский ученый Джон Дальтон, 1803) :

В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях.

Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO_1,46-1,56 и TiO_1,9-2,0), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С₂₀Н₄₂ и С₂₁Н₄₄).

4. Закон объёмных отношений. Этот закон в качестве обобщения вывел французский ученый Гей-Люссак (второе название закона – «химический»). Объёмы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Так, например, при взаимодействии 2 объёмов водорода и 1 объёма кислорода, образуются 2 объёма водяного пара.

5. Закон Авогадро.(1811):В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекает три следствия:

1. Один моль вещества в любом состоянии содержит одинаковое число молекул (или атомов) N_A= 6,022 ∙ 10²³(число Авогадро)

2. Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа (V_m): V_m = 22,4 л

Н.у. : Т = 273,15 К ( 0^оС); Р = 101,325 кПа = 101325 Па = 1 атм. = 760 мм.рт. ст

3. Массы различных газов, занимающих одинаковый объем, относятся между собой как их молярные массы

приV₁ = V₂

Относительная плотность газа – D;

Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (D_H ) или воздуху (D_возд.).

М _газа = 2D_H ;М _газа = 29D_возд

На основании газовых законов Р. Бойля – Э. Мариотта, 1662 г. (pV =const при изотермических условиях), Ж. Шарля – Ж. Гей-Люссака, 1802 г. (вскрывает зависимость объема газа от его температуры при постоянном давлении – при изобарных условиях):

и закона А. Авогадро выводится объединенный закон газового состояния, выражением которого является уравнение состояния идеального газа^*:

Это уравнение легко преобразовать в уравнение Клапейрона – Менделеева, 1874 г.

гдеR – универсальная газовая постоянная. Её численное значение зависит от единиц измерения объема и давления, например: R = 8,314 Дж/моль∙К = 62360 мм рт. ст.∙мл / моль∙К.

* Идеальный газ – это газ, поведение которого «идеально»: его молекулы не имеют объема, не взаимодействуют друг с другом, движутся быстро, прямолинейно и не теряют энергию при столкновениях. Многие реальные газы ведут себя подобным образом при условии, если молекулы газа малы и расположены далеко друг от друга.

6. Закон эквивалентов. Отношение масс (или объёмов) взаимодействующих друг с другом веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объёмам). Математически это можно записать следующим образом: =

Из последнего соотношения следует:

= ,

т.е. число моль эквивалентов вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции веществ равны между собой:

_{э 1 =} _{э 2}

Количественным выражением закона эквивалентов для реакций, протекающих в растворах, является соотношение:

,

где с_н – нормальная концентрация вещества (молярная концентрация эквивалента).

Раствор, содержащий в одном литре один моль эквивалентов растворенного вещества, называется однонормальным (1,0 н.), 0,1 моль эквивалентов - децинормальным (0,1 н.), 0,01 моль эквивалентов – сантинормальным (0,01 н.)

Приближенное значение мольной массы атомов элемента позволяет определить правило Дюлонга и Пти: Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22-29 Дж/(моль*К) [в среднем около 26 Дж/(моль*К)]. Отсюда следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, легко определить приближённое значение мольной массы атомов соответствующего элемента.