1. Атомно-молекулярное учение. Стехиометрические законы

Атомно-молекулярное учение развил М.В. Ломоносов. Основные положения этого учения изложены в его работе "Элементы математической химии" (1741 г.) и ряде других. 

Сущность этого учения можно свести к следующим положениям: 

1) все вещества состоят из "корпускул" (так Ломоносов называл молекулы); 

2) молекулы состоят из '"элементов" (так он называл атомы); 

3) частицы - молекулы и атомы - находятся в непрерывном движении; 

4) молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы  сложных веществ - из различных атомов. 

Атомно-молекулярное учение в химии окончательно утвердилось лишь в середине XIX в. На международном съезде химиков в г. Карлсруэ в 1860 г. были приняты определения понятий молекулы и атома.

Молекула –– мельчайшая, способная к самос-му сущ-ию частица, сохраняющая все хим-е св-а данного вещ-а. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Хим-я формула –изобр. состава вещ-ва с помощью знаков хим-х элементов и числовых индексов. Показывает кач-ый и кол-ый состав

Относительная молекулярная масса вещества (Mr) — это число, которое показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы изотопа углерода — 12, т. е. одной атомной единицы массы (а. е. м.). (Mr) величина безразмерная. Молекуля́рная ма́сса — масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы.

Атом — электрически-нейтральная, химически-неделимая частица, состоящая из положительно заряж ядра и отрицат заряж электронов. Масса атома 10^-26 . От­но­си­тель­ная атом­ная масса хи­ми­че­ско­го эле­мен­та по­ка­зы­ва­ет, во сколь­ко раз масса атома хи­ми­че­ско­го эле­мен­та боль­ше 1/12 массы атома уг­ле­ро­да. От­но­си­тель­ная атом­ная масс обо­зна­ча­ет­ся А_r, она не имеет еди­ниц из­ме­ре­ния, так как по­ка­зы­ва­ет от­но­ше­ние масс ато­мов. Ион – частица, обладающая зарядом. Одноатомные (Na⁺) и многоатомные (SO₄^-2). Ион отрицат зарж в том случае, если сумма электронов больше, чем сумма зарядов ядра. И наоборот

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими вещ-ми.

Важнейшие законы химии: Закон сохранения массы вещества; Закон постоянства состава вещества; Закон химических эквивалентов; Газовые законы

Закон сохранения массы вещества и энергии. Закон сохранения массы веществ впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г. и независимо от него фр. химиком А.Л. Лавуазье в 1789 г.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Закон сохранения массы утверждает, что в результате химических превращений атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (перераспределение). При этом ядра атомов в химических процессах остаются неизменными, а изменяются только электронные оболочки атомов. Общее число электронов и ядер в химических реакциях остается неизменным.

На самом деле закон сохранения массы приблизит в физике, почти точно - химия

Закон сохранения энергии утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В изолированной системе не происходит обмена массой и энергией с окружающей средой, энергия может переходить только из одной формы в другую.

Закон постоянства состава вещества

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 г.

Любое сложное вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав

Наряду с соединениями постоянного состава (H₂O, CO₂ и т.д.) существуют соединения переменного состава (ZrN_0,59, ZrN_0,74, ZrN_0,89 и т.д.):

• дальтониды (в честь английского ученого Дж. Дальтона); бертоллиды (в честь французского химика К.Л. Бертолле); верталиды

Таким образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения.

Газовые законы. Закон Авогадро. Молярный объем газа

Состояние идеального газа характеризуется следующими параметрами: давлением Р, температурой Т и объемом V. Между этими величинами экспериментально установлены соотношения, которые используются для решения расчетных химических задач, связанных с газообразными веществами.

1. Закон Бойля-Мариотта: При постоянной температуре PV = const.

2. Закон Гей-Люссака: При постоянном давлении (V/T)=const.

3. Закон Шарля: При постоянном объеме (P/T)=const.

В 1834 г. Фр. химик Б. Клапейрон объединил эти три закона в универсальный газовый закон:

(PV/T)=const, или (P₁V₁/T₁)=(P₂V₂/T₂).

Уравнение для 1 моль газа было выведено Д.И. Менделеевым в 1874 г.:

PV = RT,

где R – универсальная газовая постоянная (R= 8,314 Дж/(моль·К).

Для произвольного количества газа: PV = nRT = (m/M)RT.

Это общее уравнение состояния идеального газа, в котором n - число моль газа, m – масса газа, а M – его молярная масса, называется уравнением Клапейрона–Менделеева.

В 1811 г. итальянский химик А. Авогадро сформулировал один из важнейших газовых законов, который получил название закона Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одно и то же число молекул.

Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

В частности, при нормальных условиях (н. у.) – при температуре Т = 273 К (0⁰С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм) – 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа.

Следует отметить, что закон Авогадро имеет приближенный характер. Он справедлив лишь для идеальных газов, между молекулами которых отсутствует взаимодействие. Реальные газы не подчиняются этому закону.

Молярный объем газа – это отношение объема вещества к количеству этого вещества: V_М = V/n,

где V_М – молярный объем газа (размерность м³/моль или л/моль); V – объем вещества системы; n – количество вещества системы.

Из закона Авогадро следует, что два различных газа одинаковых объемов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул, а, следовательно, и равные количества вещества.

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятого при тех же условиях) называется плотностью (D) первого газа по второму: D=M₁/M₂.

Закон химических эквивалентов. Вещ-ва вступают в хим-ую реакцию и образуются в ходе нее в эквивалентных количествах. Хим-ий эквивалент – реальная или условная частица вещ-ва, к-я в обменной реакции соединяется с одним ионом Н⁺ или замещает его, т.е. эквивалентно одному иону Н⁺, а в ОВР эквивалентно одному электрону

2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O 1/z (X) Х – обозначение эквивалента вещ-ва Х Для NaOH z=1, H2SO4 z=2