1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Исторически при изучении состава, строения веществ и их химических превращений были сформулированы основные законы и понятия химии. Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные соотношения между реагирующими веществами, её основу составляют стехиометрические законы: сохранения массы и энергии веществ, постоянства состава, эквивалентов, объемных отношений, закон Авогадро и др. Рассмотрим некоторые из них.

Закон сохранения массы и энергии. В 1748 г. М. В. Ломоносов выска-

зал теоретически, а затем в 1756 г. экспериментально обосновал закон сохра-

нения массы веществ: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего – их количество остаётся неизменным до и после реакции. Поскольку атомы имеют постоянную массу, а их количество в результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остаётся постоянной:

2Zn + O2 = 2ZnO

Современная формулировка закона такова: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

Итак, закон сохранения массы веществ и энергии – это две стороны единого закона природы – вечности материи и её движения.

Закон постоянства состава был сформулирован в 1801 г. Ж. Л. Пру-

том: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Рассмотрим в качестве примера воду, в молекуле которой содержится 11,19 % водорода, 88,81 % кислорода. Воду можно получить различными способами, например:

2Н2 + О2 = 2Н2О

NaOH + HCl = H2O + NaCl

Cu(OH)2 = H2O + CuO

Во всех случаях вода, независимо от способа получения, имеет приведенный выше состав.

Последующее развитие химии показало, что существуют соединения как постоянного, так и переменного состава. По предложению академика Н. С. Курнакова, первые назвали дальтонидами (в память английского фи-

Химия. Учеб. пособие

-7-

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

зика и химика Дальтона), вторые – бертоллидами (в память французского химика Бертолле). Состав дальтонидов можно представить в виде простых формул с целочисленным стехиометрическими индексами, например: H2O,

HCl, CH4, C6H6.

У бертоллидов состав выражается дробными стехиометрическими индексами. Так, оксид титана (II) TiO в действительности имеет состав от TiO0,7

до TiO1,3, а состав оксида титана (IV) TiO2 изменяется от TiO1,9 до TiO2,0 (в зависимости от условий синтеза). Бертоллиды распространены среди ок-

сидов, гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов, силицидов и других кристаллических неорганических соединений.

В связи с этим в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение: состав соединений дальтонидов является постоянным независимо от способов получения, а состав соединений с кристаллической структурой (бертоллидов) зависит от условий их получения.

Элементы взаимодействуют друг с другом в строго определенных ко-

личественных соотношениях. Это следует из закона постоянства состава. Закон эквивалентов был предложен М. Рихтером в 1792 г.: массы реа-

гирующих и образующихся веществ относятся между собой как молярные массы эквивалентов (объемов) этих веществ.

Для реакции

А + В = АВ

закон эквивалентов можно представить формулой

mА = МЭ.А , mВ MЭ.В

где mA, mB – массы веществ А и В; МЭ.А, МЭ.В – молярные массы эквивалентов веществ А и В.

Одновременно с установлением этого закона Дальтоном было введено понятие эквивалента. Химическим эквивалентом вещества называется его реальная или условная частица, которая эквивалентна одному катиону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Так, в соединениях HCl и NaH один атом водорода соединяется с одним атомом хлора и с одним атомом натрия. Эквиваленты хлора и натрия равны 1.

За единицу количества вещества, в котором частицами являются эквиваленты, принят моль. Молярная масса эквивалента вещества обозначается МЭ и выражается в граммах на моль (г/моль). В приведенном примере молярные массы эквивалентов хлора и натрия численно равны их атомным массам: соответственно, 35,45 и 22,99 г/моль.

Химия. Учеб. пособие

-8-

1.ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Вотличие от атомной или молекулярной масс химический эквивалент не является постоянной величиной, он зависит от валентности. Постоянные значения эквивалентов могут быть только у элементов с постоянной валентностью:

	MЭэлемента =	Arэлемента	,
		Валентностьэлемента

где Ar – относительная атомная масса элемента.

Эквивалентом соединения называется такое его количество, которое в данной реакции взаимодействует с одним ионом водорода или одним эквивалентом другого вещества.

Для вычисления молярных масс эквивалентов сложных веществ применяют следующие формулы:

	МЭоксида =	Моксида	,
		Числоатомовэлемента Валентностьэлемента

или

МЭоксида = МЭэлемента + МЭкислорода,

	Мкислоты
МЭкислоты =		.
	Основность кислоты

Основность кислоты равна количеству ионов водорода Н+ в молекуле кислоты, способных замещаться на металл:

	Моснования
МЭоснования =		.
	Кислотностьоснования

Кислотность основания равна количеству гидроксид-ионов OH– в молекуле основания, способных замещаться на кислотные остатки:

МЭсоли =	Мсоли	,
	Числоатомовметалла Валентностьметалла

где М – мольная масса соединений.

При решении некоторых задач необходимо пользоваться значениями эквивалентного объема. Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом вещества.

Химия. Учеб. пособие

-9-

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Если одно из реагирующих веществ находится в твердом состоянии, а другое – в газообразном, то закон эквивалентов можно представить формулой

m = МЭ , V VЭ

где m – масса твердого вещества, г; МЭ – его молярная масса эквивалента, г/моль; V – объем газообразного вещества, л; VЭ – объем эквивалента, л. Эквивалентный объем водорода VЭН = 11,2 л/моль, а кислорода VЭО = 5,6 л/моль.

Закон простых объемных отношений, или закон Гей-Люссака, был сформулирован в 1808 г.: при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) объемы реагирующих газов и газообразных продуктов реакции относятся между собой как небольшие целые числа (коэффициенты химических уравнений).

Например, при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуются два объема водяного пара:

2Н2(г) + O2(г) = 2H2O(пар)

т. е. объемные отношения 2 : 1 : 2.

Или: 1 л водорода соединяется с 1 л фтора, образуя 2 л фтороводорода (объемные отношения 1:1:2):

Н2(г) + F2(г) = 2HF(г)

На законе простых объемных отношений основаны методы часто применяемого газового анализа.

Закон и следствия Авогадро. Для объяснения простых соотношений между объемами реагирующих газов итальянский ученый Авогадро в 1811 г. высказал гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными и стала называться законом Авогадро: в равных объемах любых га-

зов при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) содер-

жится одинаковое число молекул. Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов.

Например, при соединении водорода с хлором образуются молекулы хлороводорода. Но поскольку из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуется две молекулы хлороводорода, то и объем последнего должен быть равен сумме объемов исходных газов, т. е.

H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl(г)

Химия. Учеб. пособие

-10-

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Таким образом, объемные отношения легко объясняются, если исходить из представления о двухатомности молекул простых газов (H2, Cl2, N2, O2 и др.). В химических уравнениях коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают на объемы реагирующих газов.

Из закона Авогадро вытекают два следствия, сформулированные в 1855 г. Жераром:

1. Один моль любого газа при нормальных физических условиях, т. е. при Т = 273,15 К и Р = 101,3 кПа, занимает один и тот же объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа: V = 22,4 л/моль.

Поскольку в одном моле газообразного вещества содержится 6,02 1023 молекул, то в 22,4 л газа при нормальных условиях содержится 6,02 1023 молекул (число Авогадро NA), т. е.

NА = 6,02 1023 молекул.

При помощи числа Авогадро можно вычислить абсолютную массу атомов и молекул. Для этого нужно атомную или молярную массу разделить на число Авогадро.

2. Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду (точнее 2,0158 плотности):

М = 2DН2,

где М – молярная масса газа; DН2 – плотность газа по водороду. Относительная плотность газов D показывает, во сколько раз плотность одного газа больше (меньше) плотности другого и равна отношению плотностей газов:

DН2 =ρρН2 ,

где ρ – плотность газа, ρН2 – плотность водорода.

Часто плотность газа определяется по отношению к плотности воздуха Dвозд. Воздух является смесью газов, его средняя молярная масса равна

29 г/моль. Молярная масса газа по воздуху М = 29 Dвозд.

Определение молярных масс показало, что молекулы простых газов состоят из двух атомов, а каждая молекула инертных газов – из одного атома (He, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn). Для инертных газов понятия атома и молекулы равнозначны. Однако молекулы некоторых простых веществ могут иметь три и более атомов, например, озона О3, фосфора Р4, паров серы S8 при невысоких температурах.

Уравнение Менделеева-Клапейрона, или уравнение состояния иде-

ального газа, связывает массу m, г, температуру Т, К, давление Р, Па, и объем V, л, газа с его молярной массой М, г/моль:

Химия. Учеб. пособие

-11-

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

PV = Mm RT ,

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль·К).

По уравнению Менделеева-Клапейрона можно вычислить молярную массу газа, определив численно равную ей молярную массу вещества:

M = mRTPV .

Стехиометрические законы основаны на фундаментальных законах и являются количественным выражением атомно-молекулярной теории и периодического закона Д. И. Менделеева.

Контрольныевопросыизадания

1.Назвать известные формы существования материи.

2.Вычислить молекулярные массы хлора, аммиака, этана.

3.Что такое молекулярный объём газа? Какова его размерность?

4.Сформулировать закон сохранения массы и энергии.

5.Дать понятие вещества. Что такое химический элемент? Сколько их известно на сегодняшний день?

6.Сформулировать закон постоянства состава.

7.Как называются соединения переменного и постоянного состава?

8.Дать понятие химического эквивалента, привести примеры.

9.Как определить химический эквивалент оксида, кислоты, основания, соли? Привести примеры.

10.Что такое эквивалентный объём? Вычислить эквивалентный объем

хлора.

11.Сформулировать закон эквивалентов.

12.Сформулировать закон простых объёмных отношений (Гей-

Люссака).

13.Сформулировать закон Авогадро и его следствия.

14.Написать уравнение Менделеева-Клапейрона и объяснить его

смысл.

Химия. Учеб. пособие

-12-