2. Основні закони хімії: закон збереження маси речовини, сталості складу, еквівалентів, кратних та об’ємних відношень і закон Авогадро

Будь-які процеси, майже всі, підпорядковуються певним закономірностям. В хімії такі закономірності виражаються законами. Серед великої різноманітності законів виділяють основні, які пояснюють суть хімічних процесів в цілому. Розрізняють такі основні закони: закон збереження маси речовини, сталості складу, еквівалентів, кратних та об’ємних відношень і закон Авогадро.

1. Закон збереження маси речовини.

Цей закон встановив великий російський вчений М.В. Ломоносов. У 1748 р. він сформулював цей закон, а у 1756 р., вивчаючи хімічні перетворення металів при нагріванні, експериментально підтвердив, що без :;ступу повітря маса металу після нагрівання залишається без змін. Слід зазначити, що відкриття М.В. Ломоносовим цього закону довгий час залишалось невідомим. Він повторно був сформульований у 1772 р. видатним французьким хіміком А.Л. Лавуаз’є. У наш час закон збереження маси речовин формулюється наступним чином: маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворились внаслідок реакції:

Ʃm_{вихідні речовини}=Ʃm_{прод. реакції}

2. Закон сталості складу

Цей закон був встановлений у 1801 р. Ж. Прустом. Зміст його полягає в тому, що: будь-яка хімічно індивідуальна сполука, незалежно від способу її добування має постійний якісний та кількісний склад.

Наприклад, оксид цинку можна одержати шляхом різних реакцій:

Zn+1/2O₂=ZnO; Zn(OH)_{2_}= ZnO+H ₂O;

ZnСO₃ = ZnO+CO₂;

Zn(NO)₂ + = ZnO+2NO₂=1/2O₂

Слід зазначити, що за часів Ж. Пруста правильність цього закону заперечувалась К.Бертоллє, який вважав, що склад речовини може змінюватись у певних межах. На той час переміг Ж.Пруст. який кількісними методами довів, що склад хімічної сполуки завжди сталий. Лише в XX ст. завдяки роботам російського хіміка Н.С. Курнакова було показано, що існують два типи сполук: із сталим і змінним складом. Закон сталості складу є базовим для хімічної атомістики і пізніше - класичного атомно-молекулярного вчення.

3. Закон еквівалентів:

Закон еквівалентів був експериментально встановлений німецьким вченим І.В. Ріхтером у 1797 р. Було встановлено, що при хімічних реакціях

речовини реагують між собою тільки в певних масових співвідношеннях. Для характеристики масових кількостей речовин, що сполучаються одна з іншою без затишку Дж. Дальтоном було введене поняття «еквівалент».

Еквівалентом елемента називається така його масова кількість, яка сполучається з 1,008 масовою часткою (одним молем атомів) Гідрогену або з 8 масовими частками (одним молем атомів) оксигену, або заміщує таку саму кількість оксигену та Гідрогену в сполуках.

Позначають еквівалент Е (моль). Масу одного еквівалента елемента або речовини називають молярною масою еквівалента або еквівалентною масою Е-. г моль або кг/моль).

Еквівалент і молярну масу еквівалента можна розрахувати виходячи з даних про склад сполуки. Так, наприклад, зі складу оксиду ZnO (Zn + 1/2O₂ = ZnО) слідує, що 80,34 частини цинку сполучаються з 19,66 частинами кисню; : гідно цих даних можна обчислити, яка кількість цинку сполучається з 8 частинами кисню, тобто знайти його еквівалент і еквівалентну масу:

Е_Zn, = 1/2моль, Е_тZп = 65,38/2 = 32,69 г/моль.

Для пояснення еквівалента та еквівалентної маси речовини можна використовувати її взаємодію з будь-якою речовиною, для якої відомі еквівалент чи еквівалентна маса. Такий розрахунок здійснюється за законом еквівалентів остаточно сформульованим Дж. Дальтоном (1803 р.): хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їх хімічним еквівалентам

m₁/m₂₌E_m1/E_m2

те т₁. m_2: - маси першої та другої речовини;

E_m1, E_m2 - еквівалентні маси першої та другої речовини.

Наприклад, вміст цинку і сірки в сульфіді цинку (Zn + S = ZnS) складає 67,09% і 32.91% S і еквівалентна маса Zn дорівнює 32,69 г/моль.

Використовуючи закон еквівалентів, можна визначити еквівалент і еквівалентну масу сірки:

Для визначення молярної маси еквівалента складної речовини слід розділити молекулярну масу:

оксиду - на добуток валентності елементу і кількості його атомів у молекулі оксиду (або еквівалент оксиду дорівнює сумі еквівалентів елементу та оксигену):

кислоти - на кількість атомів Гідрогену, заміщених у певній реакції на метал:

Е_{кислоти}=М_{кислоти} /основність кислоти або Е_{кислоти}=Е_Н+Е_аніона

Наприклад EmH₂SO₄= E_mH+E_mSO4 =1+96/2=49г/моль

(молярна маса еквівалента іону в реакціях обміну дорівнює молярній масі іону, поділеній на його заряд);

основи - на кількість гідроксильних груп, заміщених у даній реакції іншими атомами або радикали

середньої солі - на добуток кількості атомів металу, що входять до її складу, і валентності цього металу:

кислої (основної) солі - на кількість заміщених у ній атомів Гідрогену, або, відповідно, гідроксильних груп, якщо ці солі взаємодіють у реакції як кислоти або, відповідно, як основи; якщо ж обмінюються тільки атоми металів цих солей, то молярну масу еквівалента визначають аналогічно середній солі; якщо заміщуються всі радикали молекули основної або кислої солі іншими радикалами, то молярна маса еквівалента солі визначається відношенням молярної маси до суми валентностей заміщених радикалів.