Закон постоянства состава

В химию впервые был введен французским ученым Прустом в начале XIX века. В настоящее время он формулируется следующим образом: «Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный количественный и качественный состав».

Качественный состав вещества показывает, из атомов каких элементов построены его молекулы. А количественный состав показывает, сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы (формульной единицы) вещества или массовую долю элемента в веществе.

Например, молекулы аммиака (NH₃) состоят из атомов элемента азота (N) и водорода (Н). Это качественный состав. Причем, одна молекула состоит из трех атомов Н и одного атома N. Это количественный состав. Аммиак мы можем получить многими способами:

1. N₂ + 3H₂ = 2NH₃

2. NH₄NO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O + NH₃

3. NH₄Cl NH₃+ HCl

Однако, согласно закона постоянства состава, независимо от способа получения, молекула NH₃ всегда будет состоять из одного атома N и трех атомов Н.

Закон постоянства состава всегда выполняется лишь для веществ молекулярной структуры, т.е. для всех жидкостей, газов и твердых веществ, имеющих молекулярную кристаллическую решетку. Такие вещества называются иначе дальтонидами, в честь английского ученого Дальтона, внесшего большой вклад в развитие атомно-молекулярного учения в химии.

Для твердых веществ, имеющих атомную, ионную или металлическую кристаллическую решетку закон постоянства состава часто не выполняется. Это обусловлено двумя причинами:

1. Наличием в узлах кристаллической решетки чужеродных атомов или ионов в виде примесей.

2. Наличием в кристаллической решетке различных дефектов, например, вакансий или пустот.

Количество таких дефектов, число и вид чужеродных примесных включений в кристаллической решетке вещества в этом случае будет зависеть от способа его получения. А, значит, от способа получения вещества будет зависеть и его состав.

Вещества, для которых закон постоянства состава не выполняется, называются иначе бертоллидами.

Соединения с немолекулярной структурой часто имеют переменный состав, не отвечающий целочисленным соотношениям, например: Na₁Cl_0,9, Mg_0,8O_0,9. В связи с этим они получили название нестехиометрических в отличие от стехиометрических соединений, где соотношение между числами атомов выражены целыми числами.

Из закона постоянства состава вытекает важный вывод: «Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, а также соотношения между их химическим количеством постоянны и не зависят от способа получения этого соединения и от его имеющегося количества».

В связи с этим становится возможным определять эмпирические или простейшие формулы веществ на основании значений массовых долей химических элементов, входящих в их состав.

Пример 1. Найдем эмпирическую формулу вещества, состоящего из атомов натрия, фосфора и кислорода, массовые доли которых в нем составляют, соответственно: 42,073%; 18,903% и 39,024%.

Решение

Массовые доли элементов, выраженные в %, численно соответствуют массе атомов этих элементов в 100 граммах вещества. Следовательно, если у нас имеется 100 г вещества, то массы содержащихся в нём элементов Na, P и О будут соответственно равны 42,073 г; 18,903 г и 39,024 г.

В одном моле вещества число моль атомов каждого элемента, естественно, будет целым числом, но соотношение между ними будет такое же, как и в 100 граммах вещества. Представим в связи с этим соотношение между n(Na), n(P) и n(O) как соотношение простых целых чисел, наблюдающееся в одном моле вещества.

n (Na) : n (P) : n (O) = 1,8 : 0,6 : 2,4

Разделим каждый член этого соотношения на 0,6.

N (Na) : n (P) : n (O) = 1,80,6 : 0,6 0,6 : 2,4 0,6 = 3 : 1 : 4

В таком же количественном соотношении атомы Na, Р и О находятся в веществе. Простейшая его формула Na₃РО₄. Для большинства веществ немолекулярной структуры такие эмпирические формулы совпадают с формульными единицами этих веществ.

У веществ молекулярной структуры их истинная, т.е. молекулярная формула не всегда совпадает с установленной таким образом эмпирической формулой. В этом случае для нахождения истиной (молекулярной) формулы вещества необходимо знать его молярную или относительную молекулярную массу.

Пример 2. Найдем молекулярную формулу углеводорода, массовые доли углерода и водорода в котором, соответственно, равны 85,72% и 14,28%, а его относительная молекулярная масса равна 28.

Решение

Найдем число моль атомов С и Н, содержащихся в 100 граммах углеводорода.

Представим соотношение между n(С) и n(Н) как соотношение простых целых чисел:

n (C) : n (H) = 7,14 : 14,28 = 7,147,14 : 14,287,14 = 1 : 2

Значит, эмпирическая формула вещества – СН₂

Найдем относительную молекулярную массу СН₂

M_r(CH₂) = 12 + 1  2 = 14

Определим соотношение между M_r(углеводорода) и M_r(CH₂):

Это значит, что численное значение индексов в молекулярной формуле в 2 раза больше, чем в эмпирической. Таким образом, молекулярная формула вещества равна С₂Н₄.

С развитием учения о строении атомов, а именно, открытием изотопов выяснилось, что соотношение между массами элементов, входящих в состав молекулы данного вещества, неизменно лишь при условии постоянства изотопного состава этих элементов в веществе.