Основные законы химии

Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены Ломоносовым. Он сформулировал важнейшие положения созданной им так называемой корпускулярной теории строения вещества.В основе атомно-молекулярной теории лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц. Различие ме-жду веществами обусловлено различием между их частицами; частицы одного вещества одинаковы, части-цы различных веществ различны. При всех условиях частицы вещества находятся в движении; чем выше температура тела, тем интенсивнее это движение.

Осн. Законы:

1) Закон сохран-я массы в-ва. (Ломоносов, 1748г)

-Масса в-в, вступивших в химическую реакцию, = массе в-в, образовавш -ся в результ реакции.

2) Закон кратных отношений (Дальтон, 1803г.)

-Если определенное кол-во одного элем-та вступает в реакцию с другим элементом в нескольких отношениях по массе, количества второго элемента относятся между собой, как целые числа, обычно небольшие. Так, в оксидах азота N2O, NO, N2O3, N2O4, N2O5 массы кислорода на единицу массы азота относятся как 1: 2: 3: 4: 5.

3) Постоянство состава в-ва. (Пруст, 1808г.)

-Каждое чистое в-во независимо от его происхождения имеет один и тот же состав.

4) Закон простых объемных отношений.

(Гей-Люссак, 1808г.) Объемы, вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных соединений, как небольшие целые числа. Например, в реакции Н2 + Сl2 = 2НСl отношение объемов газов равно 1:1:2. Справедлив лишь для идеального газа.

5) Закон Авогадро. (Авогадро, 1811г.)

Равные объемы различных газов содержат при одинаковом давлении и одинаковой температуре равное число молекул. В насте время число структурных единиц, содержащихся в одном моле вещества (число Авогадро), определено с большой точностью. При практических расчётах его принимают равным 6,02*1023.(Молярная масса – это масса одного моля вещества.)

6) Закон эквивалентов. (Волластон, 1807г.)

-Отношения масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равны или кратны их химическим эквивалентам.

7) Закон Рауля (Рауль Франсуа Мари)

-Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над разбавленным раствором равно молярной доле растворенного вещества N:(po—p1)/po=N, где po и p1 — соответствующее давление насыщенного пара чистого растворителя и растворителя над раствором.

8) Закон теплового расширения газов.

Гей-Люссак, 1802г.

-Объем V данной массы идеального газа при постоянном давлении линейно возрастает с температурой: Vt=Vo (1+at), где Vo и Vt — соответственно первоначальный объем газа и при температуре t, a — изобарный коэффициент термического расширения.

9) Закон Гесса. (.И. Гесс, 1840г.)

-тепловой эффект химической реакции при отсутствии работы внешних сил зависит только от природы исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных химических превращений в системе.

10) Периоический закон. (Д.И Менделеев, 1869г.)

свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер.

11) Закон действующих масс. (К. Гульдберг, П. Вааге, 1864-67г.) Скорость элементарной стадии химической реакции при постоянной температуре пропорциональна концентрациям реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении этой стадии. Действующих масс закон в химической кинетике позволяет составлять кинетические уравнения, в химической термодинамике — определять положение химического равновесия.