К основным законам химии относится закон постоянства состава:
Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г. Он писал: "От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь".
В этой формулировке закона, как и в приведенной выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения[9].
Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н2О, НCl, ССl4, СO2. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.
В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.
Состав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, - является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения[10].
Закон кратных отношений Дж.Дальтона
Кратных отношений закон, закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. К. о. з. открыт в 1803 Дж. Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.
Примеры:
1) Cостав окислов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:
| Закись азота N2O | Окись азота NO | Азотистый ангидрид H2O3 | Двуокись азота NO2 | Азотный ангидрид N2O5 |
| N…63,7 | 46,7 | 36,8 | 30,4 | 25,9 |
| O…36,3 | 53,3 | 63,2 | 69,6 | 74,1 |
| Частное O\ N…0,57 | 1,14 | 1,71 | 2,28 | 2,85 |
Разделив числа нижней строки на 0,57, видим, что они относятся как 1: 2: 3: 4: 5.
2) Хлористый кальций образует с водой 4 гидрата, состав которых выражается формулами: CaCl2×H2O, CaCl2×2H2O, CaCl2×4H2O, CaCl2×6H2O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1: 2: 4: 6[11].
химический атомная валентность электрон
Валентность химических элементов
Способность атомов присоединять определенное число атомов других элементов называется валентностью элемента.
С одним атомом одновалентного элемента соединяется один атом другого одновалентного элемента, с атомом двухвалентного – два атома одновалентного или один атом двухвалентного, с двумя атомами трехвалентного элемента – три атома двухвалентного и т.д.
Таким образом, валентность элемента можно представить как число, которое показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента может соединяться атом этого элемента. Это число записывается римскими цифрами.
Существуют два правила, которые помогают определять валентность элементов в их соединениях.
1) Валентность водорода принимают за 1. Тогда в соответствии с формулой воды Н2О валентность кислорода равна 2.
2) Кислород всегда проявляет в своих соединениях валентность 2.
У металлических элементов, находящихся в группах А, валентность равна номеру группы.
У неметаллических элементов проявляются в основном две валентности: высшая, равная номеру группы, и низшая, равная разности между числом 8 и номером группы, в которой находится данный элемент.
При соединении металлов с неметаллами последние проявляют низшую валентность.
Зная валентности элементов, можно составить формулу их соединения[12].
Заключение
Английскому ученому Р.Бойлю принадлежит заслуга введения в науку понятия о химическом элементе как составной части вещества. Он называл химическим элементом вещество, которое нельзя разложить на более простые вещества.
Свойство атомов притягивать к себе электроны называется электроотрицательностью. При химических реакциях электроны переходят или смещаются к атомам элементов, обладающих большей электроотрицательностью. Поэтому сведения о ней особенно важны при характеристике химической связи.
Существует три случая химического взаимодействия между атомами:
1. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются.
2. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы.
3. Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно.
Закон постоянства вещества Пруста заключается в том, что в каких бы относительных количествах мы ни взяли исходные вещества, соотношение атомов соответствующих элементов в соединении, которое получается в результате химической реакции, будет одним и тем же, другими словами – состав образующегося вещества будет один и тот же[13].
А закон кратных отношений Дальтона - что существование двух (или нескольких) соединений, образующихся при взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений будет отличаться один от другого на целые атомы.
И наконец, использование закона постоянства вещества и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную — массу атома водорода.
Валентность элемента характеризует способность его атомов присоединять определенное число атомов других элементов.
За единицу валентности принимают единицу водорода.
Валентность элемента можно определить на основании его положения в таблице Д.И.Менделеева: у металлов А-групп она, как правило, равна номеру группы, в которой он находится; у неметаллов – высшая валентность равна номеру группы, а низшая – разности между числом 8 и номером группы[14].
Список литературы
1. Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
2. Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. - СПб. М.: 2008.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
4. Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
5. Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2008
6. Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007
7. Коровин И.В. Общая химия. - М., 2010
[1] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
[2] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
[3] Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2007
[4] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[5] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[6] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003
[7] Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007
[8] Ким А.М. Органическая химия. - Новосибирск, 2007
[9] Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2008
[10] Глинка Н.Л. Общая химия. - М., 2008
[11] Коровин И.В. Общая химия. - М., 2010
[12] Вольхин В.В. Общая химия. Основной курс. - СПб. М.: 2008.
[13] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.
[14] Тейлор Г. Основы органической химии для студентов нехимических специальностей.- М.:1989.