Основные законы химии

Исключительное значение для развития химии имело установление закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего естественного закона сохранения материи и движения, М.В. Ломоносов 1748 год.

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Современная формулировка этого закона звучит следующим образом: В изолированной системе сумма масс есть величина постоянная.

Н₂ + Сl₂ = 2HCl m₃ = m₁ + m₂

В химических реакциях взаимодействие веществ осуществляется на основе закона эквивалентов (В.Рихтер, 1793 г.):

Химические элементы и соединения взаимодействуют друг с другом в весовых соотношениях прямопропорциональных отношению их эквивалентов или их эквивалентных масс.

m₁/m₂ = Э₁/Э₂

Эквивалентом химического элемента называют такое его количество, которое соединяется с одной весовой частью водорода или восемью частями кислорода или замещает эти части в соединениях.

Понятия эквивалента можно распространить и на сложные соединения. В расчетах чаще всего используют значения молярных масс эквивалентов, которые находят по следующим формулам:

M_Э(эл) = М/В, где В – это валентность элемента, т.е. его способность образовывать химические связи.

M_Э(окс) = М/(Вn) M_{Э(основ)} = М/кислотность M_{Э(кислоты)} = М/основность

M_Э(соли) = М/(Вn).

Следующим шагом в развитии химии явилось установление закона о постоянстве состава вещества Ж..Пруст, 1801 г:

Каждое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный качественный и количественный состав.

Однако дальнейшие исследования показали, что закон применим только к одному типу химических веществ – к молекулярным веществам. Вещества, характеризующиеся координационной решеткой, могут изменять свой количественный состав.

В 1803 году английский химик Д.Дальтон открыл еще один важный закон – закон кратных отношений:

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.

N₂O N₂O₂ N₂O₃ N₂O₄ N₂O₅

16: 32: 48: 64: 80

1: 2: 3: 4: 5

Состав вещества может изменяться только скачкообразно, согласно этого закона, который стал первым реальным доказательством существования атомов.

Еще одно утверждение, высказанное итальянским ученым А.Авогадро в 1811 г, вошло в химию под именем закона Авогадро.

В равных объемах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Следствия: 1. Один моль любого газа содержит 6,02*10²³ молекул (постоянная Авогадро).

2. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях (Т = 273 К, Р = 101,325 кПа) равен 22,4 л.

Моль – количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопов углерода.

Поскольку масса атома – величина очень малая (например, m (атома водорода) = 1,67*10^{-27 кг) было решено при расчетах для удобства использовать не абсолютные значения масс, а относительное. В 1961 г была принята единая шкала относительных атомных масс, в основу которой положена 1/12 часть массы атома углерода:}

1 а.е.м. = 1/12 m_а (С) = 1,99*10^-26/12 = 1,66057*10^{-27 кг}

Относительная атомная масса элемента (А_эл) равна отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома углерода.[A] = г/моль.

Относительная молекулярная масса элемента равна сумме относительных масс атомов, из которых состоит молекула (пример).

Наряду с единицами массы и объема в химии используют величину – количество вещества u - это отношение весовой массы вещества к относительной молярной массе. [u] = моль.