Лекция «Основные стехиометрические законы химии» Химическая революция

Лекция «Основные стехиометрические законы химии»
Химическая революция
Процесс превращения химии в науку завершился открытиями А. Л. Лавуазье. С создания им
кислородной теории горения (1777) начался переломный этап в развитии химии, названный
«химической революцией». Отказ от теории флогистона потребовал пересмотра всех
основных принципов и понятий химии, изменения терминологии и номенклатуры веществ. [18]
В 1789 Лавуазье издал свой знаменитый учебник «Элементарный курс химии», целиком
основанный на кислородной теории горения и новой химической номенклатуре. Он привёл
первый в истории новой химии список химических элементов (таблицу простых тел).
Критерием определения элемента он избрал опыт, и только опыт, категорически отвергая
любые неэмпирические рассуждения об атомах и молекулах, само существование которых
невозможно подтвердить опытным путём.[19] Лавуазье сформулировал закон сохранения
массы, создал рациональную классификацию химических соединений, основанную, вопервых, на различии в элементном составе соединений и, во-вторых, на характере их свойств.
Химическая революция окончательно придала химии вид самостоятельной науки,
занимающейся экспериментальным изучением состава тел; она завершила период становления
химии, ознаменовала собой полную рационализацию химии, окончательный отказ от
алхимических представлений о природе вещества и его свойств.
Период количественных законов: конец XVIII — середина XIX в
Главным итогом развития химии в период количественных законов стало её превращение в
точную науку, основанную не только на наблюдении, но и на измерении. За открытым
Лавуазье законом сохранения массы последовал целый ряд новых количественных
закономерностей — стехиометрические законы:




Закон эквивалентов (И. В. Рихтер, 1791—1798)
Закон постоянства состава (Ж. Л. Пруст, 1799—1806)
Закон объёмных отношений, или закон соединения газов (Ж. Л. Гей-Люссак, 1808)
Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)
Закон сохранения массы
Исторический очерк
Закон сохранения массы исторически понимался как одна из формулировок закона сохранения
материи. Одним из первых его сформулировал древнегреческий философ Эмпедокл (V век до
н. э.):
Ничто не может произойти из ничего, и никак не может то, что есть, уничтожиться.
Позже аналогичный тезис высказывали Демокрит, Аристотель и Эпикур (в пересказе
Лукреция Кара). Средневековые учёные также не высказывали никаких сомнений в
истинности этого закона.
С появлением понятия массы как меры количества вещества, пропорциональной весу,
формулировка закона сохранения материи была уточнена: масса есть инвариант, то есть при
всех процессах общая масса не уменьшается и не увеличивается. В середине XVIII века опыты
Роберта Бойля поставили закон сохранения массы под сомнение — у него при химической
реакции вес вещества увеличился. Однако М. В. Ломоносов и другие физики вскоре указали Р.
Бойлю на его ошибку: увеличение веса происходило за счёт воздуха, а в запаянном сосуде вес
сохранялся неизменным. Ломоносов писал Л. Эйлеру:
Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто
прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к
какому-либо телу, столько же теряется у другого, сколько часов я затрачиваю на сон,
столько же отнимаю от бодрствования и т. д.
В дальнейшем, вплоть до создания физики микромира, закон сохранения массы считался
истинным и очевидным. Лавуазье в «Начальном учебнике химии» (1789), приводит точную
количественную формулировку закона сохранения массы вещества, однако не объявляет его
каким-то новым и важным законом, а просто упоминает мимоходом как о хорошо известном и
давно установленном факте. Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон так:
«Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов
реакции».
Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801—1808гг.) — любое определенное
химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же
химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их
атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии.
Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного
состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как
постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной
формулы Fe1-xO).
Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных
объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и
то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856),
профессором физики в Турине.
Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях
занимает одинаковый объём.
В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0° С (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа,
равен 22,4 л/моль. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Пересчитать эту
величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения МенделееваКлапейрона:
.
Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению
молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.
Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность
определять частичный вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное
состояние.
Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или
уравнение Клапейрона — Менделеева) — формула, устанавливающая зависимость между
давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет
вид:
где




— давление,
— молярный объём,
— абсолютная температура,К
— универсальная газовая постоянная.
Так как
, где
— количество вещества, а
молярная масса, уравнение состояния можно записать:
, где
— масса,
—
Эта форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева — Клапейрона.
В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде:
Последнее уравнение называют объединённым газовым законом. Из него получаются законы
Бойля — Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:
— закон Бойля — Мариотта.
— Закон Гей-Люссака.
— закон Шарля (второй закон Гей-Люссака, 1808 г.)
С точки зрения химика этот закон может звучать несколько иначе: Объёмы вступающих в
реакцию газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) относятся друг к другу и к
объёмам образующихся газообразных соединений как простые целые числа. Например, 1
объём водорода соединяется с 1 объёмом хлора, при этом образуются 2 объёма
хлороводорода: