Основные законы химии

Тема №1 Общая и неорганическая химия.

Урок №3 Основные законы химии.

Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.

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

Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой.

В 1748 г. М. В. Ломоносов высказал теоретически, а затем в 1756г. экспериментально обосновал закон сохранения массы веществ, который в настоящее время формулируется так: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Позже французский химик Лавуазье, изучив некоторые реакции окисления металлов, пришёл к тем же выводам, что и Ломоносов, и независимо от него сформулировал этот закон в 1789 г.

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, и их количество в результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остаётся постоянной.

Превращения веществ почти всегда сопровождаются поглощением или выделением энергии. При этом изменяются массы ядер элементов, следовательно, можно сказать, что в природе проявляется один общий закон - закон сохранения массы и энергии.

В 1905г. А Эйнштейн предложил формулу:

Е = mc²,

где Е - энергия;

m - масса;

c - скорость света в вакууме (коэффициент пропорциональности), равная 3•10⁸ м/сек.

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

Часто неправильно интерпретируют закон взаимосвязи массы и энергии, утверждая, что масса превращается в энергию. Масса является свойством материи, мерой еë инерции так же, как и энергия - мера еë движения. И поэтому масса и энергия неотделимы от материи, но они не эквивалентны и не превращаются друг в друга.

Итак, закон сохранения массы веществ и энергии - это две стороны единого закона природы: вечность материи и еë движений.

Закон постоянства состава

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав - такова формулировка закона постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801г.). Рассмотрим в качестве примера воду: она содержит кислород и водород. По массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода 88,81 %. Воду можно получить различными способами:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О,
NaOH + HCl = H₂O + NaCl,
Cu(OH)₂ = H₂O + CuO.

Во всех случаях чистая 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 физика 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 TiO_0,7 до TiO_1,3, в составе TiO₂ изменяется от TiO_1,9 до TiO_2,0 (в зависимости от условий синтеза). Бертоллиды распространены среди оксидов, 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 молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения. Состав же соединений с номенклатурной структурой зависит от условий получения (например, состав оксида титана (II) - от температуры и давления кислорода, применяемого при их синтезе).

Надо учитывать изотопный состав элементов: обычная вода, например, содержит 11,19 % водорода, а тяжелая вода - 20 % дейтерия.

Пример:

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом.

Их состав зависит от условий получения.

Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и

т.д.) содержится одинаковое число молекул. (Закон справедлив только для газообразных

веществ.)

Следствия.

1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает

одинаковые объемы.

2. При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Контрольные вопросы.

1. Назвать основные положения атомно-молекулярной теории.

2. Сформулировать закон сохранения массы и энергии.

3. Назвать основные положения теории химического строения вещества.

4. Сформулировать закон постоянства состава.

5. Как называются соединения переменного и постоянного состава?

6. Сформулировать закон Авогадро и его следствие.

7. Понятие вещества. Что такое химический элемент? Сколько их известно?

8. Что называется относительной атомной массой? Указать относительные атомные массы Н, AI, Zr.

9. Что называется относительной молекулярной массой? Вычислить молекулярные массы хлора, аммиака, этана.

10. Что такое молекулярный объëм газа? Какова его размерность?

11. Сколько молей атомов хлора содержится в 20,8 г этого вещества? (Ответ: 0,4 моля).

12. Вычислить массу 6,02 • 10²³ молекул оксида углерода (IV). (Ответ: 44,01 г.)

13. Сколько молей атомов кислорода содержится в 1 моле серной кислоты? (Ответ: 4 моля атомов кислорода).

14. Сформулировать понятие валентности. Какую валентность (по числу двухцентровых двухэлектронных связей) можно приписать центральному атому следующих соединений: BeH₂, CO₂, NH4⁺, BH4^–?

15. Сформулировать понятие степени окисления. Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: KMnO₄, H₂MnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, K₃[Fe(CN)₆], K[AI(OH)₄], [Ni(NH₃)₆]CI₂.

16. Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляется 0,680 л кислорода, условия нормальные. (Ответ: 137,4; Ba).

17. Найти простейшую формулу вещества, содержащего 43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода. (Ответ: Na₂CO₃)..

18. Смешано 7,3 г хлороводорода с 4 г аммиака. Сколько граммов хлорида аммония образуется? Сколько и какого газа останется после реакции? (Ответ: 10,7; 0,6 NH₃).

19. Вычислить процентное содержание каждого из элементов в соединениях: а) Mg(OH)₂; б) Fe(NO₃)₃; в) H₂SO₄; г) (NH₄)₂SO₄.