ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон сохранения массы. Исключительное значение для химии имело установление закона сохранения массы, являющегося след­ствием всеобщего естественного закона сохранения материи и дви­жения, сформулированного М.В.Ломоносовым (1711—1765 гг.) как всеобщий естественный закон в 1748 г. в письме к Д. Эйлеру: “Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, ежели, где убудет несколько материи, то умножится в другом месте... Сей всеобщий закон простирается и в самые пра­вила движения; ибо тело, движущее своей силой другое, столько же он у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает” (Ломоносов М. В. Труды по физике и химии.— М., 1951.—Т. II.-" С. 188).

Это положение, высказанное в виде философской концепции. М. В. Ломоносов подтвердил экспериментально в 1756 г., повторив опыты Р. Б о и л я по прокаливанию металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах). Русский ученый установил, что если сосуд, содержащий металл, взвесить до и после прокаливания, не вскрывая его, то масса остается без изменений. При нагревании же металла во вскрытой реторте масса увеличивается за счет его соединения с воздухом, проникающим в сосуд.

Аналогичных выводы на основе экспериментом по прокаливанию металлов сделал в 1777 г. и А. Лавуазье (1743--1794 гг.), который (после открытия и 1774 г. Д. Пристли кислорода) уже знал качественный и количественный состав воздуха.

Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой из ука­занных ниже реакций:

С+О2=СО2; 2СО+02=2С02; СаСОз=С02+СаО

В химически чистом образце этого оксида всегда содержится 27,29% С и 72,71% О. Отклонение от указанного состава свидетель­ствует о присутствии примесей. Утверждение, обратное закону о постоянстве состава веществ: каждому определенному составу отве­чает только одно химическое соединение, неверно. Действительно, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав — С2НбО, но отличаются друг от друга структурой молекул, т. е. порядком соединения в них атомов (изомеры).

Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам (В. Рихтер, 1792—1794 гг.). Понятие эквивалента введено в химию для сопоставления соединительной способности раз­личных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) во­дорода или 8 ч. м. кислорода или замещает эти массы в соедине­ниях*

Отметим, что один и тот же элемент может иметь не один, а не­сколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде углерода (IV) равен трем, а в оксиде углерода (II) — шести.

Понятие эквивалента можно распространить и на сложные соеди­нения типа кислот, солей и оснований.

Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соеди­нения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической составной части (основания, соли).

В общем виде закон эквивалентов можно сформулировать следую­щим образом:

Во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, неза­висимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.

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 (Д. Дальтон, 1803 г.).

^Д. Дальтон (1776—1844 гг.) в дальнейшем, используя откры­тый им закол кратных отношений, закон эквивалентов и закон посто­янства состава, создал новую версию атомистической теории, основан­ную на количественных соотношениях, возникающих при взаимодей­ствии между химическими элементами.

Нетрудно убедиться, что закон кратных отношений представляет собой дальнейшее развитие закона эквивалентов, основанное на пос­ледовательном анализе рядов химических соединений, образующихся при взаимодействии друг с другом двух любых химических элемен­тов. В простейшем случае указанный ряд может состоять из двух соединений. Например, при взаимодействии углерода и кислорода: образуются два соединения: оксид углерода (II) и оксид углерода- (IV).

Доказательство постоянства состава для самых разнообразных химических соединении уже являлось само по себе свидетельством в пользу дискретного строения материи. Применение же закона постоянства состава для анализа любого из указанных рядов пока­зывает, 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. Естественно, что эти разли­чия в составе химических соединений ряда, впрочем, как и сами основные законы химии, справедливы лишь при условии, что материя действительно состоит из мельчайших неделимых частиц.

Выдвигая новую версию атомистической теории, опирающуюся на основные химические законы, и отдавая дань уважения древнегре­ческим философам-атомистам, Д. Дальтон сохранил предложен­ное ими название для мельчайших неделимых частиц материи — атом.

И наконец, использование закона постоянства состава и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную — массу атома водорода. Так, том Дальтона, обладающий конкретным материальным свой­ством — атомной массой, из отвлеченной модели превратился в конк­ретное химическое понятие. С введением в химию понятия “атомная масса” наука переходит на более высокую ступень своего развития.

Вместе с тем атомистика Дальтона еще не свободна от недос­татков: в ней нет места молекулам, а существуют только “сложные атомы ”.

Закон объемных отношений и закон Авогадро. Объемы вступаю­щих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему полу­чающихся газообразных продуктов как простые целые числа (Ж. Гей-Люссак, 1805 г.). Этот закон находится в серьезном про­тиворечии с выводами атомистики Дальтона.

Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком законо­мерностей соединения газов оказалось необходимым предположить следующее:

1) любые газы (в том числе и простые) состоят не из атомов, а из молекул;

2) в равных объемах различных газов при одинаковых темпера­туре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. А во га дров 1811 г., вошло в химию под именем закона Авогадро. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должно­го признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов. Прошло еще полвека, прежде чем на 1 Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) в сентябре 1860 г., были окончательно приня­ты основные химические представления (понятия об атомах и моле­кулах), зародившиеся в виде философского учения в Древней Греции (Левкипп, Демокрит, Эпикур), впервые развитые в виде на­учной концепции Д. Дальтоном, подтвержденные опытами Ж. Пруста, Ж. Гей-Люссака и окончательно сформулирован­ные в трудах А. Авогадро и его ученика С.Канниццаро.

Таким образом, основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать следующим образом:

1. Все вещества состоят из атомов.

2. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида.

3. При взаимодействии атомов образуются молекулы: гомоядерные или гетероядерные.

4. При физических явлениях молекулы сохраняются; при химических – разрушаются; при химических реакциях атомы в отличии от молекул сохраняются.

5. Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.

Моль равен количеству вещества, содержащего столько же струк­турных частиц данного вещества, сколько атомов содержится в угле­роде массой 12 г.

Физико-химический смысл понятия “моль” может быть уточнен после введения представлений об изотопах.

Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и учитывающих количества исходных реагентов и продук­тов взаимодействия в молях, вводится молярная масса вещества.

Молярная масса М вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества: М = m

V

где m — масса в граммах, v — количество вещества в молях, М — молярная масса в г/моль — постоянная величина для каждого дан­ного вещества.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Определение, данное молю, опирается на число структурных час­тиц, содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указан­ная масса углерода содержит 6,02х10/23 атомов этого элемента. Сле­довательно, любой химический индивид количеством 1 моль содер­жит 6,02х10/23 структурных частиц (атомов или молекул).

Число N/A=6.02*10/23 носит название постоянной Авогадро и выведено с использованием закона Авогадро.

Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов при одинаковых условиях, хотя и содержат одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы: масса одного газа во столько раз больше массы другого, во сколько раз относительная молекуляр­ная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго, т. е. плотности газов относятся как их относительные моле­кулярные массы.

Независимая оценка значения молярной массы М может быть проведена на основании обобщенного уравнения Клапейрона — Мен­делеева: PV= m х RT

M

Где Р – давление газа в замкнутой системе, V – объем системы, m – масса газа, R – молярная газовая постоянная, равная 8, 31*ДЖ/К*моль, Т – абсолютная температура.

Список использованной литературы:

1.Химия. Справочные материалы.М.-1989 г.

2. Общая и неорганическая химия. Т.Варламова, А. Кракова.М.-2000 г.