Количественные законы химии

Количественные законы химии
Химия – это раздел естествознания, одна из естественных наук, изучающих материальный
мир во всем разнообразии.
Как наука, химия возникла с развитием атомно–молекулярной теории. Важнейший вклад в
развитие химии внес М.В. Ломоносов. Он впервые вводит в химию количественные методы
исследования, благодаря чему химия становится точной наукой.
Развитие количественных методов исследования и применение их к изучению химических
реакций привело к открытию ряда основных законов химии. Сущность этих законов хорошо
можно было объяснить с точки зрения атомно-молекулярных представлений, что послужило их
окончательному утверждению в химии.
Таким образом, химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ,
сопровождающиеся изменением состава и структуры.
Общая химия изучает теоретическую основу всей системы химических знаний.
В общей химии выделяют основные теоретические направления:
1. Учение о строении вещества.
2. Учение о направленности химических реакций.
3. Учение о скорости химических реакций.
4. Учение о периодическом изменении свойств элементов и их соединений.
Таким образом, центральным объектом химии как науки являются вещества и их
превращения.
I. Закон сохранения материи и движения.
Этот закон является основным законом естествознания и выполняется для любой формы
движения материи. Применительно к химии, т.е. химической форме движения материи, этот закон
формулируется как а) закон сохранения массы. Этот закон был открыт в 1748г. русским ученым
М.В. Ломоносовым и только через несколько лет в 1756г. он его подтвердил:
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ,
образующихся в результате реакции.
В 1789г. этот закон независимо от Ломоносова был установлен французским химиком
Лавуазье (Антуан Лоран Лавуазье 1743-1794г.г.). Согласно этому закону, в химических
реакциях не может происходить возникновения или исчезновения материи.
Пример: если 4г водорода сгорают в кислороде с образованием 36г воды, то следует
заключить, что в этой реакции принимают участие 32г кислорода.
химическое уравнение
2Н2 (газ) + О2 (газ) → 2Н2О (газ)
соединяющие массы
4г
+ 32г
→ 36г
Этот закон действует во всем естествознании (в физике, в биологии и т.д.).
Лавуазье из всех свойств веществ показал, что масса вещества является важнейшей
характеристикой атома. Сформулировав закон сохранения массы, усовершенствовав
аналитические весы Лавуазье ввел в химию – эксперимент (все стали взвешивать).
Вместе с Берцелиусом он создал современную символику элементов (это первые
заглавные буквы латинского алфавита).
б) закон сохранения энергии был открыт Ломоносовым: Энергия не возникает из
ничего и не исчезает бесследно, а лишь превращается из одного вида в другой.
При этом проводя многочисленные эксперименты Ломоносов сталкивался с таким
явлением, как излучение тепла (горение – тепловые и световые энергии (пример Mg)).
В 1905г. Альберт Эйнштейн (1879-1955г.г.) показал, что между массой тела m и его
энергией Е существует связь, выражаемая соотношением:
Е = m . с2, где с – скорость света в вакууме (≈3. 108 м .с-1 или ≈ 300000 км/с).
Это уравнение Эйнштейна справедливо как для макроскопических тел, так и для частиц
микромира (например, электронов, протонов).
Энергия – одна из форм существования материи.
Было доказано, что энергия образуется из масс продуктов веществ, а затем она
рассеивается.
Е
Если подсчитать дефект массы, то ∆m = 2
с
Например: Если взять массу 1 моль 24Mg
Mg + 1/2О2 = MgO + 602 кДж,
то разность в массе ∆m = 7 . 10-9 г.
(раньше нельзя было зафиксировать такую разность в массе, поэтому Ломоносов и не
смог доказать свою теорию).
Этот закон лежит в основе изучения реакций между веществами, на его основе можно
составлять химические уравнения и производить различные расчеты.
II. Закон постоянства состава вещества (Пруст, 1797г.)
Каждое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет
вполне определенный состав. Или (соотношения между массами элементов, входящих в
состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения).
Пример: СаО можно получить различными способами
t

СаСО3 
СаО + СО2
2Са + О2 → 2СаО
t

Са(ОН)2 
СаО + Н2О
Независимо от способа получения количественный анализ химически чистого СаО всякий
раз показывал, что соединение содержит 71,43% Са и 28,57% кислорода.
Таким образом, закон постоянства состава утверждает количественную определенность
каждого химического соединения.
Следует отметить, что обратное утверждение – каждому определенному составу отвечает
только одно химическое соединение – неверно.
Например, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав
С2Н6О, но являются различными химическими соединениями.
Различные вещества с одинаковым химическим составом называются изомерами. Это
явление особенно характерно для органических соединений, содержащих большое число атомов
углерода в молекуле.
Закон постоянства состава родился в результате спора Пруста и Бертолле. Бертолле
утверждал, что существуют химические соединения неимеющие постоянный состав, но точка
зрения Бертолле, в то время, не была подтверждена экспериментальными данными.
Исследуя металлические сплавы и силикаты, Н.С. Курнаков в начале хх века обнаружил
существование многих химических соединений, имеющих переменный состав. Особенно сильно
склонность к переменному составу выражена у d- и f- элементов. К числу соединений с
переменным составом относятся также оксиды, нитриды, сульфиды, карбиды, силициды, гидриды
d- и f- металлов. Например TiO0,7- TiO1,3; TiO1,9- TiO2,0.
Курнаковым все соединения постоянного состава были названы – дальтониды, а все
остальные химические соединения переменного состава не подчиняющиеся закону Пруста –
бертоллидами.
Таким образом, существует обширный класс соединений, не подчиняющихся
стехиометрическим законам. Все эти соединения являются кристаллическими телами, т.е.
переменный состав соединения связан с агрегатным состоянием вещества.
Образование соединений переменного состава связано с возникновением дефекта в
кристаллической структуре. Вещества с переменным составом образуют кристаллические решетки
с ионной, ковалентной или металлической связью.
Из закона постоянства состава следует, что элементы, образуя сложное вещество,
соединяются между собой в строго определенных весовых отношениях.
Многие элементы, соединяясь между собой, образуют несколько соединений. Так, углерод
образует с кислородом два соединения: оксид углерода (II) СО (или окись углерода) – содержит
42,88% (масс.) углерода и 57,12% (масс.) кислорода. Второе соединение – диоксид или двуокись
углерода СО2 – содержит 27,29% (масс.) углерода и 72,71% (масс.) кислорода. В СО соотношение
С : О = 12 : 16, а в СО2 – 3 : 8.
Закон постоянства состава строго выполним только для газообразных веществ, в узлах
которых находятся молекулы.
III. Закон кратных отношений (Джон Дальтон 1766-1844 г.г.) в 1803г установил этот
закон.
Если какие либо два элемента, А и В, могут связываться между собой, образуя
несколько разных соединений, то весовые (массовые) количества элемента А, которые
связываются с постоянным весовым количеством вещества В, пропорциональны
небольшим целым числам. (Если два элемента образуют два или несколько химических
соединений, то масса одного из них приходящаяся в этих соединениях на одну из них, на одну и ту
же массу другого, относятся между собой, как простые целые числа.)
соединения
cостав %
составные части
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
азот
63,7
46,7
36,9
30,5
25,9
кислород
36,3
53,3
63,1
69,5
74,1
азот
1
1
1
1
1
кислород
0,57
1,14
1,71
2,28
2,85
0,57 : 1,14 : 1,71 : 2,28 : 2,85 / 0,57 = 1 : 2 : 3 : 4 : 5
N2O – веселящий гази
Дальтон объяснил, что 1 атом может соединяться с 2-мя, 3-мя, 4-мя и т.д. – атомами (1,5
атома не может соединяться), то есть вещество дискретно (состоит из отдельных атомов).
Закон кратных отношений свидетельствовал о том, что элементы входят в состав
соединений лишь определенными порциями, то есть вещество имеет прерывное строение.
Выводы:
1. При переходе от одного соединения к другому, образованному одними и теми же
элементами, состав меняется скачкообразно.
2. Изменения количественного соотношения, влечет за собой новое качество.
Дальтон предложил объяснение законов сохранения массы, постоянства состава,
эквивалентов и закона кратных отношений, и, выдвинул на их основе атомную теорию.
IV. Закон эквивалентов (Рихтер, 1792г.)
Из закона постоянства состава следует, что элементы, образуя сложное вещество,
соединяются между собой в строго определенных весовых отношениях. Поэтому, одновременно
было введено понятие эквивалента и сформулирован закон эквивалентов.
Химические элементы соединяются между собой в строго определенных весовых
отношениях или эквивалентных массах.
m1 m Э1

m1 Э1
m2 mЭ 2
или

m 2 Э2
Химическое уравнение
Соединяющие массы
части
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (г)
4 г + 32 г = 36 г
1 + 8 = 9
Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с
1моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических
реакциях.
Масса 1 эквивалента элемента называется эквивалентной массой (г/моль).
Соединения
HCl
H2S
NH3
CH4
Э (моль) – эквивалент элемента
1
½
1/3
¼
mэ (г/моль)- эквивалентные массы 35,5 . 1 = 35,5
32 . ½=16
14 . 1/3=4,67
12 . ¼=3
(Cl)
(S)
(N)
(C)
Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое
взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или одним эквивалентом
любого другого вещества. Эквивалент имеет размерность моль.
Между массой вещества m (г), количеством вещества ѵ (моль) и молярной массой М
(г/моль) существует соотношение:
m
m
m=ѵ*M;
ѵ=
;
М=
M

Молярная масса эквивалента простого вещества определяется, как отношение
молярной массы этого вещества, к его валентности.
М ( ПР. В  ВО )
МЭ (пр. в-во) =
В( ПР , В _ ВО )
M ( Al ) 27 г / моль

 9г / моль
B( Al )
3
M ( Fe) 56г / моль
МЭ (Fe) =

28г / моль
B( Fe)
2
Кроме простых веществ мы имеем дело со сложными веществами.
МЭ (Al) =
М (оксида )
n*B
n – число элемента, В – валентность элемента
М (СаО) 40  16 56


 28г / моль
МЭ (СаО) = n * B
1* 2
2
МЭ (оксида) =
МЭ (Fe2O3)=
M ( Fe2 O3 ) 56 * 2  16 * 3 160


 26,67 г / моль
n*B
2*3
6