1.2 Основные количественные законы химии

1.2.1 Закон сохранения массы и энергии

Этот закон был сформулирован М.В. Ломоносовым еще в 1748г.: масса и энергия веществ, вступивших в реакцию, равна массе и энергии веществ, полученных в результате реакции.

Современная формулировка гласит: «в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна».

, (1.1)

где с - скорость света в вакууме, равная м/c.

В 1905 году Альберт Эйнштейн доказал, что это уравнение справедливо для любых форм материи.

2. Закон постоянства состава (1807 г, Ж. Пруст и

К. Л. Бертолле):

Каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способов его получения.

В 1912-1913 гг. Н.С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава, которые называют бертоллидами. Соединения постоянного состава называют дальтонидами.

В связи с наличием соединений переменного состава современная формулировка закона постоянства состава содержит уточнения:

состав соединений молекулярного строения, то есть состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения;

состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

1.2.3 Закон эквивалентов

В результате работ И. Рихтера был открыт закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Смысл этого закона заключается в том, что моль эквивалентов одного вещества реагирует точно с молем эквивалентов другого вещества, а n молей эквивалентов одного вещества – с n молями эквивалентов другого вещества.

Математически закон эквивалентов можно записать следующим образом :

= , (1.2)

где m_a – масса вещества А,

m_в – масса вещества В,

М_э(А) – молярная масса эквивалента вещества А,

М_э(В) – молярная масса эквивалента вещества В

В тех случаях, когда в реакции участвуют газы, целесообразнее выражать закон эквивалентов не через единицы массы, а через объёмы, т.к. объём газа при постоянных температуре и давлении прямо пропорционален его массе :

= , (1.3)

где V - объём газа А при нормальных условиях,

V - объём газа В при нормальных условиях,

V (А) – эквивалентный объём газа А при нормальных условиях,

V (В) – эквивалентный объём газа В при нормальных условиях.

В химической практике встречаются случаи, когда одно из реагирующих веществ находится в твёрдом состоянии, а второе – в газообразном. В этом случае закон эквивалентов можно выразить формулой :

= . (1.4)

Фактор эквивалентности f_Э(х) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалента одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Молярная масса эквивалента вещества Х –(М_Э (х))- масса одного моля эквивалента этого вещества. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х:

М_э(х)=f_э(х)^.М(х) .

Пример. Дано: f_э (Н₂ С₂ О₄ )=1/2,

М(Н₂ С₂О₄ ) =90 г/моль,

тогда М_Э (Н₂С₂О₄) =1/2^. 90=45 г/моль

Количество вещества эквивалента -n_э (х) - количество вещества в молях, в котором частицами являются эквиваленты. Его находят как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента вещества:

n_э(х)= . (1.5)

Эквивалентный объем или объем моля эквивалентов V_э(х) – это объём, который занимает один моль эквивалентов газообразного вещества при нормальных условиях (н.у.).

1.2.4 Закон кратных отношений

Закон, предложенный Д. Дальтоном (1803) гласит: если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие же массы другого, которые относятся между собой как простые числа (N₂O, NO, N₂O₃).

1.2.5 Закон объемных отношений

Если газообразные вещества взаимодействуют между собой, то их объемы относятся между собой, как стехиометрические коэффициенты уравнения реакций. 2Н_{2 (г)}+ О_2(г) = 2Н₂О_(г).

1.2.6 Закон Авагадро

В равных объемах газа при одинаковых условиях содержится одинаковое число молей.

Количество молей вещества n(x) находят как отношение массы вещества m к его молярной массе M(x):

n(x)= . (1.6)

Следствия из закона Авогадро:

1) один моль газообразного вещества при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л;

2) один моль газообразного вещества содержит одно и то же число молекул, равное 6,023 10²³ (число Авогадро);

3) зная массы или молярные массы газообразного вещества можно найти относительную плотность. Это отношение массы m_А данного газа к массе m_В другого газа, взятого в том же объеме при той же температуре и давлении,

, (1.7)

где ρ_А, ρ_В – плотности веществ А и В, г/см³.

1.2.7 Газовые законы

1. При постоянной температуре T=const (изотермический процесс) давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:

pV = const. (1.8)

(закон Р. Бойля и Э. Мариотта).

2. При постоянном давлении р = const (изобарический процесс) изменение объема газа прямо пропорционально абсолютной температуре:

V/T = const. (1.9)

(закон Ж. Гей-Люссака).

3. При постоянном объеме V = const (изохорический процесс) изменение давления прямо пропорционально абсолютной температуре:

p/T = const. (1.10)

(закон Ж. Шарля).

4. Обобщенное уравнение газового состояния:

pV/Т = const. (1.11)