Основные законы химии

Основные законы химии

1.       Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов; 1756 г.):

В кабинете химии возможны два способа собирания газов: методом вытеснения воды, который применяется для газов, которые мало или не растворимы в воде, а также методом вытеснения воздуха, который применяется для всех без исключения газов. При собирании газов нужно учитывать его молярную массу. Если собираемый газ легче воздуха, то дно пробирки должно быть направлено вверх, а если молярная масса газа больше молярной массы воздуха, то есть больше 29 г/моль, то дно пробирки должно быть направлено вниз.

Основным законом химии является закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава.

Имеет различные формулировки:

·                     состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения (более точная современная формулировка);

·                     любое сложное вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав;

·                     соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

3. Закон кратных отношений (Дальтон , 1803 г.):  если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями, подтвердил атомистические представления. Наименьшее количество элемента, вступающее в соединение, - это атом. Следовательно, в соединение может вступать только целое число атомов, а не дробное. Например, массовые соотношения С:О в оксидах СО₂и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение кислорода, связанное с постоянной массой углерода в СО₂и СО, равно 2:1.

4. Закон объемных отношений(закон Гей-Люссака):   объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

5. Закон Авогадро (1811 г.):  в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. 

Постоянная Авогадро N_A = 6,02·10²³ моль^-1 – число структурных единиц в одном моле вещества.

Следствия из закона Авогадро:

а) при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем;

б) при н.у. (273,15 К и 101,325 кПа) молярный объем (V_м) любого газа равен 22,4 л моль.¹

6. Уравнение состояния идеального газа – Менделеева-Клапейрона: PV=mRT/M,

где Р – давление газа, Па; V – объем газа, м³; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль·К.

7. Закон парциальных давлений (закон Дальтона):   давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.²

8. Закон эквивалентов.

Имеет несколько формулировок:

1.                  массы участвующих в реакции веществ пропорциональны их молярным массам эквивалента:

m₁ / m₂ = M _Э1/ M _Э2 = …;

2.                  все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. количества молей эквивалента веществ, участвующих в реакции, равны между собой:

ν_э1=ν_э2= …;

m₁ / M _Э1= m₂ / M _Э2=… ._.

3.                  для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон эквивалентов записывают следующим образом:  С_Э1·V₁=C_Э2·V₂,

где С_Э1, С_Э2 – нормальные концентрации или молярные концентрации эквивалента первого и второго растворов, моль/л; V₁ и V₂ – объемы реагирующих растворов, л.