Основные законы химии

1. Закон сохранения массы и энергии.

Это объеди­ненный закон. В него входят два закона.

I. Закон сохранения массы: Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.

Этот закон был открыт М. В. Ломоносовым 1748 г. и дополнен А. Л. Лавуазье в 1789 г.

В процессе реакции сохраняется масса каждого 1 элемента.

Этот закон позволяет составлять уравнения химиче­ских реакций и осуществлять расчеты на их основе. Он не является абсолютным (см. ниже). Абсолютным явля­ется закон сохранения энергии.

2. Закон сохранения энергии: Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Этот закон — результат работ А. Эйнштейна. Он ус­тановил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):

Е = тс², (6)

где с — скорость света в вакууме, равная -300 000 км/с. Поскольку в результате химической реакции выде­ляется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).

ПРИМЕР.

Образование одного моля хлороводорода из простых веществ сопровождается тепловым эффектом 92,3 кДж/моль, что соответ­ствует потере массы вещества («дефект массы») около 10^{-9 г.}

Следующие законы справедливы только для соедине­ний с постоянным составом молекул — дальтонидов. Они отличаются от соединений, имеющих переменный состав молекул — бертоллидов.

ПРИМЕР.

В сплавах металлов содержатся соединения типа М_тМ_л, где т и n — переменные.

2. Закон постоянства состава (Ж. Л. Пруст, 1801).

Соотношение между массами химических элементов, входящих в состав данного соединения, есть величина постоянная, не зависящая от способа его получения.

3. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803).

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на определенную массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

ПРИМЕР.

В оксиде углерода (II) СО: М(С)/М(О) = 12/16 = 3/4, в оксиде углерода (IV) СО₂: М(С)/М(2О) = 12/32 = 3/8. Следовательно, мас­сы углерода, приходящиеся на определенную массу кислорода, в этих соединениях относятся, как:

³/₄:³/₈=2:1

4. Закон простых объемных отношений (Ж. Л. Гей-Люссак, 1808).

Объемы вступивших в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газов как небольшие целые числа.

ПРИМЕР.

В реакции образования аммиака в соответствии со стехиомет-рическими коэффициентами в уравнении реакции:

H₂ + 3N₂ = 2NH₃ получаем, что V(N₂): V(Н₂): V(NН₃) = 1:3:2.

5. Закон Авогадро (1811). В равных объемах различных газов при одинако­вых условиях (р и Т) содержится одинаковое число молекул.

Этот закон вытекает из анализа уравнения состояния идеального газа Менделеева-Клапейрона:

рV = nRТ.

Это уравнение можно записать для двух газов: p₁V₁ = V₁RТ₁, р₂V₂ = V₂RТ₂.

При равенстве p₁ = р₂, T₁ = Т₂ и V_i = V₂ будут равны и количества веществ газов: n₁ = n₂ или, с учетом числа Авогадро:

n₁·N_А = n ₂· N_A,

т. е. будет равно и число молекул этих газов.

Закон Авогадро имеет следствия:

1. Одинаковое число молекул любого газа при оди­наковых условиях занимает один и тот же объем.

2. Массы газов, взятых в одинаковых объемах при одинаковых условиях (р, Т), относятся друг к другу как их молярные массы:

т₁/т₂ = М₁/М₂. (7)

Это следствие вытекает из равенства количеств ве­ществ этих газов (см. выше): ν ₁ = ν ₂.

Подставляя вместо количества вещества отношение его массы к молярной массе (уравнение 2) получим:

т₁/М₁ = т₂/М₂

или

т₁/т₂ = М_г/М₂.

Второе следствие позволяет вывести уравнение для определения молярной массы неизвестного газа по извест­ной величине относительной плотности этого газа по дру­гому известному газу.

После подстановки в числитель и знаменатель левой части уравнения 7 объемов первого и второго газов, ко­торые равны, получаем:

т ₁ · V₂/т₂ · V₁ = М₁/М₂.

Отношение массы вещества к его объему заменяем на плотность (см. уравнение 5):

Р₁/Р₂ = М₁/М₂

и получаем уравнение для расчета молекулярной массы первого газа по второму:

М₁ = (ρ₁/ ρ ₂)·М₂ = D_1/2М₂ (8)

Или в общем виде:

М = D _г М _г (9)

где D_Г — относительная плотность первого газа по вто­рому.

Если известна плотность данного газа по водороду, то используют уравнение:

М = 2DН₂. (10)

Если известна плотность газа по воздуху, то исполь­зуют уравнение:

М = 29D_возд. (11)