Законы химиии

Химия является одной из естественных наук, изучающих природу окружающего нас мира. Все многообразие мира, вся совокупность предметов и явлений объединяются общим философским понятием материя, которая существует как объективная реальность.

Материя находится в состоянии непрерывного движения, которое есть способ ее существования. Формы движения материи разнообразны: механическое перемещение в пространстве, нагревание и охлаждение, электрический ток, излучение, процессы, происходящие в организме человека, и т.д. Различные формы движения материи взаимосвязаны и взаимопревращаемы.

Основные  формы существования материи - вещество и поле. Кроме указанных форм, выделяют антивещество.

Поле - среда, в которой  осуществляется взаимодействие частиц. Поле характеризуется непрерывностью и отсутствием массы покоя. Оно не является непосредственным объектом химии.

Вещество - устойчивая совокупность частиц, имеющих массу  покоя. Вещество может существовать в четырех состояниях: твердом, жидком, газообразном и плазменном. Вещество - центральный объект химии.

Химия - наука, изучающая  простые и сложные  вещества и их превращения.

Основные  задачи, решаемые химией, можно представить  следующей схемой:

Характерной чертой развития современной химии  является ее слияние с промышленностью, превращение химии в производительную силу общества. В связи с этим на передний план выдвигаются проблемы, связанные с необходимостью охраны окружающей среды, утилизацией отходов производства, созданием безотходных технологий и т.п., т.е. вопросы экологии.

Основными направлениями развития химической промышленности в Российской Федерации  являются: производство химических нитей  и волокон, синтетических смол и  пластических масс, минеральных удобрений  для сельского хозяйства и  химических кормовых добавок; выпуск химического оборудования и запчастей к нему. 

Закон постоянства состава.

Закон постоянства состава был сформулирован  французским исследователем Ж.Л. Прустом (1808 г.):

Всякое  химически чистое вещество всегда имеет  один и тот же качественный и количественный состав независимо от способа получения.

Например, аммиак, полученный любым из приведенных  ниже способов, имеет одинаковый состав и одинаковые свойства:

N₂ + 3H₂

2NH₃;

NH₄Cl

NH₃ + HCl;

Li₃N + 3H₂O = NH₃ + 3LiOH 

Закон выполняется для газообразных и  жидких веществ, а также кристаллических веществ имеющих молекулярную структуру. Такие вещества получили название дальтониды. Для немолекулярных кристаллических веществ он, как правило, не выполняется. Например, оксид титана(II) стабилен в области составов TiO_1.25-TiO_0.65. Такие вещества получили название бертоллиды (в честь К.Бертолле).

Закон кратных отношений.

Закон кратных  отношений обосновал английский ученый Д. Дальтон (1808 г.):

Если  два элемента образуют несколько соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на единицу массы другого, относятся как целые числа.

Пример. В оксидах N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅ относительное массовое содержание кислорода, приходящееся на одну единицу массы азота равно соответственно 1, 2, 3, 4, 5 (табл.1).

Например:

 

Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов был сформулирован немецким исследователем И. Рихтером (1808 г.). Он базируется на использовании понятий: эквивалент, молярная масса (объем) эквивалентов вещества, количество вещества эквивалентов.

  Вещества реагируют между собой в эквивалентных отношениях.

n₁ = n₂  или   =   или   = 

где  n₁ и  n₂ - число молей эквивалента (число эквивалентов) реагирующих веществ; m₁ и m₂ - массы; Э₁ и Э₂ - эквивалентные массы (мольные массы эквивалента).

В случае растворов с нормальной концентрацией, которая показывает, сколько эквивалентов (сколько молей эквивалентов) находится в 1 л раствора, закон эквивалентов имеет вид

N₁V₁ = N₂V₂,

где  N₁   и N₂ - нормальная концентрация растворов,  V₁  и V₂ - объемы растворов.

Эквивалент   (моль эквивалента) - количество вещества, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает 1 моль атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентная масса (мольная масса эквивалента) - масса одного эквивалента (одного моля эквивалента) вещества в граммах.

Для простого вещества Э = , где А – относительная атомная масса элемента, n - валентность.

Для кислоты  и основания Э = , где М - относительная молярная масса кислоты или основания, n - число атомов водорода в молекуле кислоты, которое замещается на металл, или число групп ОН в основании, которое замещается на кислотный остаток.

Для соли и оксида Э = , где М - относительная молярная масса соли или оксида; n - число атомов металла, а m - степень окисления металла.

Эквивалентный объем - объем 1 эквивалента газа при нормальных условиях.

Закон простых объемных отношений. При одинаковых условиях (температура, давление) объемы реагирующих газов и газообразных продуктов реакции относятся между собой как небольшие целые числа.

На этом законе основаны некоторые методы газового анализа.

Закон Авогадро. В равных объемах разных газов при одинаковых физических условиях (р, Т) содержится одинаковое число частиц (молекул, атомов).

Следствие 1.  Один моль любого газа при нормальных условиях имеет один и тот же объем, равный примерно 22,4 л.

V_m = 22,4 л/моль - молярный объем газа.

Нормальные  условия: Т = 273 К или 0⁰ С,                                      

 Р  = 101325 Па = 101,325 кПа = 760 мм рт. ст.

Моль  -  количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов, радикалов и т.д.) сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С.

В 12 г  изотопа ¹²С содержится 6,02×10²³ атомов углерода. Это число получило название  числа Авогадро.

N_A = 6,02×10²³ моль^-1

Следствие 2. Молекулярная масса газообразного вещества равна удвоенной плотности его по водороду.

D_H  =  = ,

где D_H - относительная плотность газа по водороду; m_H - масса такого же объема водорода.

По закону Авогадро при V₁ = V₂  в одних и тех же условиях n = n_H. Тогда

D_H =  = .

Из последней  формулы следует М = 2D_H.

Для решения  задач, связанных с использованием закона Авогадро необходимо уметь определять параметры газа (Т, р, V). При нормальных условиях (н.у.), если известны его параметры при других условиях. Это можно сделать с помощью уравнения состояния идеального газа. 

=  = Const

Для одного моля газа при н.у.: 

= R, где R - универсальная газовая постоянная.

По этой формуле можно рассчитать численное значение R при разных единицах измерения давления и объема.

R = 8,31  = 62,36

Для одного моля газа

PV = RT  (Уравнение Клапейрона-Менделеева)

Для n молей   оно будет иметь вид   
 

PV = nRT = RT

Открытие  и экспериментальная проверка основных законов химии позволили сделать  вывод о реальном существовании  молекул и атомов, а также дать определения, что такое атом и  молекула. В последующие годы эти  понятия значительно обогатились.