1.3 Основні закони хімії:

1.3.1 Закон збереження маси

У 1756 р. М. В. Ломоносов експериментально довів положення про збереження маси речовин, висловлене у вигляді філософської концепції у 1748 р., здійснюючи досліди з прожарювання металів у запаяній реторті.

Незалежно від Ломоносова, закон збереження маси було відкрито і введено в хімію французьким ученим Антуаном Лавуазьє у 1789 р., котрий зробив ще один важливий висновок: під час хімічних реакцій зберігається не тільки загальна маса речовин, а й маса кожного елемента, що входить до складу реагуючих речовин.

Сучасне формулювання закону збереження маси речовин:

Це можна пояснити тим, що у процесі хімічної реакції відбувається тільки перегрупування атомів, але кількість атомів і маса кожного з них залишаються сталими. Якщо ж кількість атомів кожного елемента, а, отже, їх сумарна маса не змінюється, то й маса реагентів повинна дорівнювати масі продуктів.

На підставі закону збереження маси складаються рівняння хімічних реакцій і здійснюються практично важливі розрахунки.

Так, як маса водню і кисню, які вступають у взаємодію, дорівнює масі води, яка утворилась внаслідок реакції.

36 г = 36 г

Відкриття закону збереження маси дало змогу закріпити кількісні методи досліджень, вивчити кількісний склад багатьох речовин.

1.3.2 Закон сталості складу

Наступним кроком у розвитку хімії було встановлення положення про сталість складу речовин, виведеного французьким ученим Ж. Прустом (1801 р.):

Наприклад, воду можна добути будь-яким з наведених способів:

а) спалюванням водню:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

б) термічним розкладом деяких основ:

2Fе(ОН)₃ = Fе₂O₃ + 3Н₂О

в) за реакцією нейтралізації:

Н₂SО₄ + 2NaОН = Na₂SO₄ + 2Н₂O

г) термічним розкладом деяких кислот:

Н₂SіО₃ = SіО₂ + Н₂О

Співвідношення атомів Гідрогену та Оксигену в молекулі води завжди 2 : 1, а масове співвідношення 2:16 або 1:8 (зважаючи на те, що A_r(H) = 1, а А_r(О) = 16). Масові частки Гідрогену й Оксигену в хімічно чистому зразку води відповідно дорівнюють 11,12 і 88,88 %.

Отже, якщо речовина є індивідуальною хімічною сполукою (без домішок), то її склад сталий і не залежить від способу добування. Відхилення від зазначеного складу свідчить про наявність домішок.

Речовини із сталим складом називаються дальтонідами, із змінним – бертолідами.

Проте зворотне твердження – кожному певному складу відповідає тільки одна хімічна сполука – неправильне.

Наприклад, диметиловий етер СН₃–О–СН₃ і етанол С₂Н₅ОН мають однаковий хімічний склад С₂Н₆О, але є різними хімічними сполуками, що відрізняються одна від одної структурою молекул, тобто порядком сполучення в них атомів. Речовини з однаковим хімічним складом і різною будовою називаються ізомерами.

Склад речовини можна виразити хімічною формулою.

Хімічна формула – це умовний запис складу речовини за допомогою хімічних знаків і індексів.

Виходячи із формул речовин, можна дати їх кількісну характеристику, зокрема, визначити масову частку кожного хімічного елемента у сполуці.

Масова частка (ω) показує, яку частину становить маса даного елемента від всієї маси речовини:

n – кількість атомів елемента у сполуці;

A_r – атомна маса елемента;

M_r – молекулярна маса.

Приклад 6. Розрахувати масові частки кожного із елементів у натрій сульфаті.

Д а н о: Na2SO4	Р о з в’ я з о к: Масова частка елементів розраховується за формулою:
В и з н а ч и т и: ω(Na) – ? ω(S) – ? ω(O) – ?
Молекулярна маса натрій сульфату становить: Мr(Na2SO4) = 142. Тоді
В і д п о в і д ь: ω(Na) = 32,4%; ω(S) = 22,5%; ω(O) = 45,1%.

Приклад 7. Обчисліть масу хрому в 515 г суміші, яка містить 80% Сr(OН)₃.

Д а н о: mсуміші = 515 г ω(Сr(OН)3) = 80%	Р о з в’ я з о к: Масова частка речовини в суміші розраховується за формулою: Обчислюємо масу Сr(OН)3 в 515 г суміші:
В и з н а ч и т и: m(Cr) – ?
m(Сr(OН)3)= mсуміші·ω/100% = 515 г· 80%/100% = 412 г. Мольна маса хром (ІІІ) гідроксиду становить: М(Сr(OН)3) = 103 г/моль Тоді в 103 г Сr(OН)3 міститься 52 г хрому в 412 г Сr(OН)3 міститься х г хрому
В і д п о в і д ь: маса хрому в даній суміші дорівнює 208 г.