2. Основные количественные законы химии

К основным количественным законам химии относятся: закон постоянства состава, закон кратных отношений и закон эквивалентов. Эти законы были открыты в конце XIII – начале XIX веков, и затем были уточнены в результате развития теорий о строении вещества и химической связи. Современная формулировка закона постоянства состава: химические соединения с молекулярной структурой имеют один и тот же состав и свойства независимо от способа получения; химические соединения с ионной, ковалентной и металлической связью имеют в кристаллическом и жидком состояниях один и тот же состав только при строгом соблюдении постоянными всех условий эксперимента. Их состав зависит от способа и условий получения.

Вещества молекулярного строения, которые подчиняются закону постоянства состава, называют дальтонидами (в память английского ученого Дальтона, предложившего закон постоянства состава), а вещества немолекулярного строения – бертоллидами (в память французского химика Бертолле, который предвидел подобные соединения). Примерами дальтонидов служат СО, СО₂, SО₃, CH₄ и т. д. Примерами бертоллидов служат оксид титана (IV), который может иметь состав ТiО_1,6 – ТiО_1,9, оксид ванадия (II), который может иметь состав VО_0,9 – VО_1,3.

Современная формулировка закона постоянства состава позволяет уточнить такие важные понятия химии как валентность, степень окисления, молекула и структурная формула. Поскольку валентность принято определять числом ковалентных химических связей, то этим понятием пользуются при рассмотрении органических веществ и только тех неорганических веществ, которые имеют молекулярное строение. При рассмотрении вещества немолекулярного строения, предпочтительно применять понятие «степень окисления». По этой же причине использование понятия «молекула», а также «структурная формула» для изображения состава веществ немолекулярного строения условно.

Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько соединений с молекулярной структурой, то на одно и то же массовое количество одного из них приходятся такие количества другого, которые относятся между собой как целые числа. Этот закон подтверждает дискретность вещества, а также то, что все атомы одного химического элемента одинаковы и обладают строго определенной массой. Например, массовые соотношения С:О в оксидах СО₂ и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение углерода, связанное с постоянной массой кислорода СО₂ и СО, равно 2:1.

Закон эквивалентов: отношения масс, вступающих в химическую реакцию веществ, равны или кратны их эквивалентам, т.е., все вещества реагируют в эквивалентных отношениях.

Эквивалентом называют условную или реальную единицу, способную присоединять, отдавать или замещать один протон в кислотно-основных реакциях или эквивалентную одному электрону в окислительно-восстановительной реакциях.

Фактор эквивалентности показывает, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному протону или электрону. Например:

f_экв(НСL) = 1/1; f_экв(Н₂SO₄) = 1/2; f_экв(Na₂CO₃) = 1/2;

f_экв(KMnO₄) =1/5; f_экв(Fe₂(SO₄)₃)=1/6.

Молярная масса эквивалента – это масса одного моль – эквивалента вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молекулярную массу вещества. Например, для карбоната натрия:

М(1/2Na₂CO₃) = f_эквМ(Na₂CO₃) = 1/2М(Na₂CO₃) =

= 1/2 • (2 • 23 +12 + 3 • 16) = 53.

Аналитическое выражение закона:

С₁V₁ = С₂V₂,

где С₁ и V₁ – эквивалентная концентрация и объем одного вещества, например кислоты; С₂ и V₂ – эквивалентная концентрация и объем другого вещества, например щелочи.

Роль стехиометрических законов в науке исключительно велика, так как они исторически явились базой современного учения о строении вещества.