Основні закони хімії

Один з основних законів хімії — закон збереження маси — відкритий і експериментально підтверджений великим російським вченим М. В. Ломоносовим у 1748 р. Цей закон можна сформулювати так: маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції. В 1789 р. закон збереження маси незалежно від М. В. Ломоносова відкрив французький хімік А. Л. Лавуазьє, який довів, що під час реакції залишається сталою не тільки загальна маса речовини, а й маса кожного з елементів речовин, що взаємодіють.

Закон збереження маси став науковою основою для створення перших понять хімії, для відкриття нових законів. Завдяки цьому закону М.В. Ломоносов і А. Л. Лавуазьє дали перші уявлення про хімічні елементи та різні види речовин.

Видатний російський фізик П. М. Лебедєв експериментально довів, що світло здатне чинити тиск, його можна розглядати як один із видів матерії. Подібні досліди наштовхнули великого німецького фізика А. Ейнштейна на думку, що між масою тіла m і його енергією Е існує зв'язок:

Е = mс²,

де с — швидкість світла.

Отже, рівняння Ейнштейна є математичним виразом закону збереження маси й енергії — одного з основних законів сучасної фізики, який іноді називають законом еквівалентності маси й енергії. Згідно з цим законом, зміні маси на величину Δm відповідає цілком певна зміна енергії.

Завдяки відкриттю закону збереження маси в кінці XVIII ст. в хімії міцно вкорінились кількісні методи дослідження, було вивчено кількісний склад багатьох речовин, відомий французький хімік Ж. Пруст відкрив закон сталості складу, який формулюється так: кожна індивідуальна молекулярна сполука має сталий якісний і кількісний склад незалежно від способу її добування.

З відкриттям цього закону хімічною сполукою почали називати будь-яку індивідуальну складну речовину, що має сталий склад. Проте із закону сталості складу не можна зробити висновок, що одному й тому самому кількісному складу відповідає одна сполука. Закон сталості складу не є загальним, він має істотні обмеження. Наприклад, для сполук, що мають молекулярну будову, цей закон справджується цілком, а для сполук з іншою будовою відомо багато сполук, що мають не сталий, а змінний склад. Так, вивчаючи сплави металів, видатний російський вчений М. С. Курнаков на початку ХХ ст. виявив сполуки змінного складу; в 30-х роках XX ст. виявлено такі самі сполуки серед оксидів, сполук металів з Сульфуром (сульфідів), Нітрогеном (нітридів), Карбоном (карбідів), Гідрогеном (гідридів).

Після відкриття ізотопів з'ясувалось, що із зміною ізотопного складу елемента змінюється і масовий склад сполуки. Так, важка вода містить близько 20% Гідрогену, а звичайна — лише 11 %. Отже, співвідношення між массами елементів, що входять до складу певної речовини, сталі лише за умови сталості ізотопного складу цих елементів.

Видатний англійський хімік і фізик Дж. Дальтон, вивчаючи сполуки, утворені одними й тими самими елементами, відкрив у 1803 р. закон кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька сполук молекулярної будови, то на одну й ту саму кількість одного з них припадають такі кількості іншого, які відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Цей закон стає зрозумілішим, якщо його проілюструвати на прикладі оксидних сполук Нітрогену (N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅). Як видно з цих формул, масові частки Оксигену, що припадають на одну масову частку Нітрогену, відносяться між собою як числа 0,57 : 1,14 : 1,71 : 2,29 : 2,85%, тобто як невеликі цілі числа 1 : 2 : 3 : 4 : 5.

Отже, закон кратних відношень показує, що якщо одні й ті самі елементи утворюють один з одним кілька сполук, то кількісні співвідношення елементів від сполуки до сполуки змінюються стрибкоподібно, а їхні властивості разюче відрізняються. Це добре підтверджується законом діалектики про перехід кількісних змін у якісні.

Проте закон кратних відношень, як і закон сталості складу, не є загальним і також має свої обмеження. Для сполук з немолекулярною структурою масові кількості одного елемента, що припадають на одну й ту саму кількість іншого, можуть відноситись як дробові числа.

Закон сталості складу сприяв тому, що в хімію згодом були введені поняття еквівалент і молярна маса еквівалента («еквівалентний» означає «рівноцінний»).

Еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка сполучається з одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Маса одного еквівалента елемента називається молярною масою еквівалента. Наприклад, у сполуках НF, Н₂О, NH₃ еквіваленти Флуору, Оксигену та Нітрогену дорівнюють 1; 1/2; 1/3 моль, а молярні маси еквівалентів відповідно 18,99; 8; 4,67 г/моль.

Поняття про еквівалент і молярну масу еквівалента поширюються і на складні речовини.

Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом водню або з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини.

Зрозуміло, що в хімічних реакціях різні індивідуальні речовини беруть участь у суворо еквівалентних кількостях. У цьому і полягає закон еквівалентів: хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують між собою у кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам.

Щоб визначити еквівалент елемента, не обов'язково мати його сполуку з Гідрогеном. Еквівалент елемента можна обчислити за складом сполуки цього елемента з будь-яким іншим елементом, еквівалент якого відомий (так званий прямий метод). Нехай у m г сполуки АВ міститься q г елемента А, а еквівалент елемента В дорівнює Е_В, тоді еквівалент елемента А можна обчислити, розв'язавши пропорцію

Е_А - q

Е_В - (m – q), звідки Е_А= ,

де (m - q) – в міст елемента В у сполуці АВ.

Для визначення еквівалента хімічного елемента застосовують також метод витіснення. За цим методом, як правило, обчислення ведуть за Гідрогеном. Беруть до уваги масу металу, що витісняє Гідроген з води, кислоти або лугу, і витісненого водню. Еквівалент хімічного елемента обчислюють за формулою

Е = q/ m,

де q – маса взятого металу, г; m – маса витісненого водню, г.

Прийнявши еквівалент Гідрогену за одиницю, Дж. Дальтон першим обчислив еквіваленти деяких елементів. Якщо один елемент з іншим утворює не одну, а кілька сполук, то його еквівалент у цих сполуках буде різним. Отже, еквівалент не є сталою величиною. Проте в усіх цих випадках різні еквіваленти одного й того самого елемента відносяться один до одного як невеликі цілі числа. Як для елементів, так і для хімічних сполук характерні кілька різних еквівалентів та молярних мас еквівалентів. Наприклад, сульфатна кислота з гідроксидом калію може взаємодіяти з утворенням кислої або нормальної солі:

Н₂SО₄+ КОН = КНSО₄+ Н₂О;

Н₂SО₄ + 2КОН = К₂SО₄ + 2Н₂О.

У першому випадку молярна маса еквівалента сульфатної кислоти дорівнює 98 г/моль, оскільки в реакцію вступає така її кількість, яка відповідає одному молю атомів Гідрогену, у другому — молярна маса еквівалента Н₂SО₄дорівнює 49 г/моль, оскільки маса сульфатної кислоти, що реагує з гідроксидом калію, відповідає двом молям атомів Гідрогену.

Запитання і завдання для контролю і самоконтролю знань

1. Що таке кількість речовини? У яких одиницях виражають цю величину?

2. Поясніть, чим хімічний елемент відрізняється від простої речовини.

3. Дайте визначення понять: «еквівалент», «молярна маса еквівалента». У якому співвідношенні перебувають молярна маса, молярна маса еквівалента та валентність певного елемента?

Лекція ІІ. БУДОВА РЕЧОВИНИ

Читайте також:

<== попередня сторінка	\|	наступна сторінка ==>
Хімічний елемент	\|	Історія відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєва

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

Генерація сторінки за: 0.007 сек.