Основные законы химии

1. Закон сохранения массы веществ (Ломоносов, Лавуазье):

Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Так как при химических реакциях суммарное количество атомов не изменяется, то и суммарная масса веществ также не меняется.

Этот закон не может быть применен к реакциям, сопровождающимся выделением очень большого количества энергии (термоядерным реакциям), т. к. в соответствии с соотношением Эйнштейна (Е = m∙с²) масса продуктов реакции, сопровождающейся выделением энергии, должна быть меньше массы исходных веществ на величину, эквивалентную выделившейся энергии.

Но для почти всех химических реакций закон справедлив, т. к. точность самых совершенных приборов не позволяет уловить ничтожные изменения массы, происходящие в эндо- и экзотермических реакциях.

Поскольку химические реакции почти всегда сопровождаются поглощением или выделением энергии, то закон сохранения массы не существует отдельно от закона сохранения энергии. Есть один общий закон природы – закон сохранения массы и энергии.

2. Закон кратных отношений (Дальтон):

Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то массы одного, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон вытекает из атомной теории. Например, в N₂O, NO и N₂O на 14 г азота приходится соответственно 8, 16 и 32 г кислорода, т.е. в соотношении 1:2:4.

Закон полностью справедлив для газообразных (парообразных) веществ, для твердых - возможны отклонения от закона.

3. Закон постоянства состава (Пруст):

Соотношение между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

Закон очевиден с точки зрения атомо-молекулярной теории. Носителем свойств вещества является молекула, а она всегда имеет постоянный состав, иначе это была бы молекула другого вещества. Следовательно и само вещество имеет постоянный состав.

Вещества постоянного состава называются дальтонидами (в честь автора атомной теории).

Закон полностью справедлив только для газообразных (парообразных) веществ. Для твердых веществ возможны отклонения от закона. Соединения переменного состава получаются в результате кристаллизации вещества с дефектами в кристаллической решетке ( наличие пустот или избыточных атомов в межузловых пространствах). Соединения переменного состава называются бертоллидами.

4. Закон эквивалентов (соединительных масс):

Элементы соединяются между собой в определенных массовых соотношениях, соответствующих их эквивалентам.

Эквивалентом элемента называют количество вещества (моль), которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентная масса – это масса одного эквивалента вещества (г/моль или кг/моль).

Закон эквивалентов также вытекает из атомо-молекулярной теории строения вещества. Эквивалентные массы элементов или совпадают с атомными массами или являются частью атомных масс. Одному и тому же элементу может соответствовать несколько эквивалентных масс, например эквивалентные массы железа в оксидах FeO и Fe₂O₃ равны соответственно 27,92 г/моль и 18,62 г/моль.

Эквиваленты элемента зависят от характера превращения, которое претерпевает этот элемент при образовании химического соединения. То есть об эквиваленте и эквивалентной массе элемента судят на основании какого-либо соединения этого элемента.

Эквивалентная масса элемента представляет собой частное от деления молекулярной массы атомов элемента на его валентность в данном химическом соединении. Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.

Газовые законы

5. Закон объемных отношений (Гей-Люссак):

При неизменных давлении и температуре объемы реагирующих газов относятся между собой и к объемам получающихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

6. Закон Авогадро:

Равные объемы разных газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Отсюда следует, что одинаковое число молекул любого газа при одних и тех же условиях занимает один и тот же объем.

Из газовых законов вытекают следствия:

I. При нормальных условиях (температура - 0 ⁰С, давление – 1 атм или 101325 Па) объем 1 моль любого газа равен 22,414 дм³ (22,4 л) – это V_M молярный объем.

II. Относительную молекулярную массу (М_r) или молярную массу (М) можно вычислить по отношению плотностей определяемого газа и известного газа, молярная масса которого установлена. Для этого надо сопоставить при одинаковых условиях массы равных объемов газов и вычислить плотность одного газа по отношению к другому. Например, m₁ – масса определенного объема неизвестного газа; m₂ – масса того же объема водорода с М_r = 2. Тогда, согласно закону Авогадро, m₁/m₂ = M_x/2. А так как m₁/m₂ = D_H (плотность по отношению к Н₂), то М_х=2∙D_H, т.е. молекулярная масса газа равна примерно удвоенной плотности этого газа по водороду.

При помощи закона Авогадро оказалось возможным:

а) найти атомные массы элементов, которые газообразны или образуют газообразные соединения;

б) обнаружить соединения с одинаковым элементным составом, но разной молекулярной массой. Т.е. ввести понятие об истинной формуле соединения наряду с простейшей (например, простейшая формула – СН, которой соответствует и ацетилену С₂Н₂ и бензолу С₆Н₆);

в) обнаружить большой круг изомеров – соединений с одинаковым элементным составом и молекулярной массой, но отличных по своим свойствам.

III. Можно определить объемные соотношения между реагирующими газами и газообразными продуктами. Объемные соотношения между газообразными веществами в реакции отвечают их коэффициентам в уравнении реакции, и наоборот - коэффициенты указывают на объемные соотношения.