2. Основные понятия и законы химии (периодический закон и его значение)

В основе современного естествознания лежит принцип сохранения материи, движения и энергии. Сформулированный М.В. Ломоносовым в 1748 г. Этот принцип прочно вошел в химическую науку. В 1756 г. М.В. ломоносов, изучая химические процессы, обнаружил постоянство общей массы веществ, участвующих в химической реакции. Это открытие стало важнейшим законом химии – законом сохранения и взаимосвязи массы и энергии. В современной трактовке он формулируется следующим образом: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

В 1774 г. Знаменитый французский химик А. Лавуазье дополнил закон сохранения массы представлениями о неизменности масс каждого из веществ, участвующих в реакции.

В 1760 г. М.В. Ломоносов сформулировал закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, она превращается из одного вида в другой. Немецкий ученый Р. Майер в 1842 г. Экспериментально подтвердил данный закон. А английский ученый Джоуль установил эквивалентность различных видов энергии и работы (1кал= 4,2 Дж). Для химических реакций этот закон формулируется следующим образом: энергия системы, включающей вещества, вступившие в реакцию, равна энергии системы, включающей вещества, образовавшиеся в результате реакции.

Закон постоянства состава был открыт французским ученым Ж. Прустом (1801г.): всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Другими словами, как бы не получали воду –при сгорании водорода или при разложении гидроксида кальция (Ca (OH)2 ) отношение масс водорода и кислорода в ней равно 1:8.

В 1803г. Дж. Дальтон (английский физик и химик) открыл закон кратных отношений, согласно которому, если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Этот закон является подтверждением атомистических представлений о структуре материи. Если элементы соединяются в кратных отношениях, то химические соединения различаются на целые атомы, которые представляют собой наименьшее количество элемента, вступившего в соединение.

Важнейшим открытием химии XIX столетия является закон Авогадро. В результате количественных исследований реакций между газами французский физик Ж.Л. Гей-Люссак установил, что объемы реагирующих газов относятся между собой и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа. Объяснение этому факту и дает закон Авогадро (открытый итальянским химиком А. Авогадро в 1811г.): в равных объемах любых газов, взятых при одинаковой температуре и давлении, содержится одинаковое число молекул.

Авогадро ввел представление о молекуле как наименьшей частице вещества, которая обладает всеми его химическими свойствами. Закон Авогадро позволяет рассчитывать молекулярные массы газообразных Основой современной шкалы атомных масс является атомная единица массы (а.е.м.), которая равна 1/12 части массы атома устойчивого изотопа углерода C₁₂. Таким образом, относительной атомной массой элемента (атомной массой) называется масса его атома, выраженная в а.е.м. Аналогичным является определение молекулярной массы вещества.

В химии часто используется величина количество вещества, за единицу которого в системе СИ принят моль. Моль- это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов или других структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода (С 12). Число структурных единиц в одном моле вещества постоянно и равно 6, 02 · 10²³ степени и называется постоянной Авогадро.

Массу вещества, взятого в количестве одного моля называют его молярной массой. Единицей ее измерения служит кг/моль.Формула, отражающая это соотношение имеет вид ν= m/µ, где ν –количество вещества; m – масса вещества; µ - молярная масса вещества.

Из закона Авогадро вытекают два следствия:

- при одинаковых условиях один моль любого газа занимает один и тот же объем (например, при нормальных условиях, когда Т = 273 К, Р = 101,325 кПа, этот объем называют молярным и он равен 22,4 л.);

- молярная масса газа (µ₁) равна его плотности по отношению к другому газу, умноженной на молярную массу второго газа (µ ₂):

µ ₁= D · µ ₂, где D- относительная плотность первого газа ко второму.

Практические расчеты молекулярных масс газов упрощают при использовании уравнения состояния идеального газа (Менделеева-Клапейрона) P V= m/µ R T, где µ –молярная масса газа, V - объем, P - давление, R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль К, T- абсолютная температура, m-масса газа.

Закон эквивалентов часто применяется в химических расчетах. Из закона постоянства состава следует, что взаимодействие элементов друг с другом совершается в строго определенных (эквивалентных) соотношениях. Поэтому термин эквивалент утвердился в химической науке в качестве основного. Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с одним молем водорода или замещает тоже количество атомов водорода в химических реакциях. Масса одного эквивалента химического элемента называется его эквивалентной массой. Представления об эквивалентах и эквивалентных массах применимы и к сложным веществам. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества. Формулировка закона эквивалентов была дана Рихтером в конце XVIII века: все вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Другая формулировка этого закона гласит: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентнвм массам (объемам). Математическая запись этого закона имеет вид: m₁: m₂ = Э ₁: Э ₂, где m ₁ и m ₂ – массы взаимодействующих веществ, Э ₁ и Э ₂ – эквивалентные массы этих веществ, выраженные в кг/моль.

В химических расчетах определение эквивалентных масс простых и сложных веществ играет существенную роль. эквивалентные массы различного рода веществ определяют по соответствующим формулам. Например, эквивалентная масса химического элемента равна молярной массе его атомов, деленной на валентность элемента в данном соединении: Э= µ/n.

Эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты (число атомов водорода).

Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла, образующего основание.

Эквивалентная масса соли равна ее молярной массе, деленной на произведение числа атомов металла в ее молекуле на его валентность.

Эквивалент сложного вещества не является постоянной величиной, так как оно определяется реакцией, в которой участвует это вещество.

Рассмотренные законы устанавливают количественные соотношения между взаимодействующими веществами и количественный состав веществ, что составляет содержание раздела химии под названием стехиометрии.

Важную роль играет периодический закон Д.И. Менделеева…….