Основные хімічні закони

Коли можна знайти, що деяка ідея пояснює чи корелює багато фактів, то таку ідею називають гіпотезою. Гіпотезу можна піддати подальшої перевірці й експериментально підтвердити висновки, що з неї йдуть. Якщо гіпотеза у своїй цілком узгоджується з результатами експерименту, що його називають теорією чи законом.

Теорія, наприклад атомна теорія, зазвичай включає деякі подання про будову тій чи іншій частини Всесвіту, тоді як закон то, можливо просто узагальненням положень, які стосуються експериментально виявленими фактам. То є закон сталості кутів між гранями в кристалах. Цей Закон стверджує, що з зміні кутів між відповідними гранями кількох кристалів однієї й тієї ж чистого речовини виявляється, що величини цих кутів однакові. Закон просто висловлює те що, що кути між відповідними гранями кристала чистого речовини однаково незалежно від цього, великий це кристал чи маленький; якого або пояснення самому цьому факту закон це не дає. Пояснення дає атомна теорія кристалів теорія, що виходить речей, що атоми кристалів перебувають у певному порядке.

Закон Авогадро.

Амадео Авогадро в 1811 г. висунув гіпотезу, яка згодом було підтверджено досвідченими даними і тому тепер називається законом Авогадро:4.

Однакові обсяги різних газів при однакових умов (певній температурі й тиску) містять однакове число молекул.

Отже, Авогадро зазначив, що суперечності між законом об'ємних відносин Гей-Люссака і вченням Дальтона легко усувається, якщо запровадити уявлення про молекулі і атомі як «про різні форми матерії. Закон Гей-Люссака є законом про кількість молекул, а чи не атомів, що у обсязі газа.

Авогадро припустив, що молекули простих газів складаються з цих двох однакових атомів. Отже, при соединени водню з хлором їх молекули хлористого водню. З самої лише молекули водню та однієї молекули хлору утворюються дві молекули хлористого водорода.

H2+Cl2=2HCl.

З закону Авогадро випливає важливе слідство: при однакових умов 1 міль газу займає однаковий обсяг. Цей обсяг легко обчислити, якщо відомо багато 1 л газа.

Експериментально встановлено, що маса 1 л кисню при нормальних умов (за нормальної температури 273? К (0?С) і тиску 1 атм.) дорівнює 1,429 г. Отже, обсяг, яку він обіймав 1 молем за цих умов, равен:

При нормальних умов 1 міль будь-якого газу займе місця, рівний 22.4л. Цей обсяг називається молярным обсягом газа.

Молярный обсяг газу — цей показник обсягу речовини до кількості цього вещества:

где.

Vm — молярный обсяг газу (м?/моль чи л/моль);

V — обсяг вещества,.

n — кількість речовини системы.

Точне значення молярного обсягу газу 22.4135±0.0006 л/моль.

За підсумками закону Авогадро визначають молекулярні маси газоподібних речовин з їхньої плотности.

За законом Авогадро маси m1 і m2 л кожного із двох різних газів рівняються твору молярной маси М1 і М2 на число — стала (число) Авогадро: число частинок (атомів, молекул чи іонів) в молі вещества.

=міль ??

чи, где.

D-относительная щільність газа.

Ставлення маси певного обсягу одного газу до масі такої ж іншого газу, взятого за ті самі умовах (обсяг, температура, тиск), називається щільністю першого газу второму.

Зазвичай щільності газів визначають стосовно самому легкому газу — водню (позначають Dh2). Молярная маса водню дорівнює 2.016 г/моль чи наближено 2 г/моль, следовательно:

Молекулярна маса речовини в газоподібному стані дорівнює подвоєною щільності по водороду.

Якщо щільність визначають повітрям, то походять від середньої молярной маси, рівної 29 г/моль).

Молярную масу газу можна визначити, виходячи з її молярного обсягу при нормальних умов відповідно до формулами n=m/M, n=V/Vm. Якщо з цих формулах n на одне й того газу має однакове значення, то, і .

При нормальних умов л/моль, тогда.

У разі, відмінних нормальних, доведення обсягу газу до умов користуються газовими законами.

Закон Бойля-Мариотта.

При постійної температурі обсяг даного кількості газу назад пропорційно тиску, під яким він находится.

где.

p-давление;

V-объем газа.

Закон Бойля-Мариотта виконується за дуже малих давлениях.

Закон Гей-Люссака.

При постійному тиску зміна обсягу газу прямо пропорційно температуре.

где.

T — абсолютна температура (К).

Закон об'ємних отношений.

Перші кількісні дослідження реакцій між газами належать французькому вченому Ж. Р. Гей-Люссаку (1778−1850). Гей-Люссак, вивчаючи взаємодія газоподібних речовин, вивів закон простих об'ємних отношений:

При однакових умов (за незмінної певній температурі й тиску) обсяги газів, вступників, в реакцію, ставляться друг до друга, а також щодо обсягам газоподібних продуктів, як невеликі цілі числа.

Так, 1 обсяг водню і одну обсяг хлору дають 2 обсягу хлористого водню. 2 обсягу водню і одну обсяг кисню — 2 обсягу водяної пари, 3 обсягу водню і одну обсяг азоту — 2 обсягу аммиака.

Серед перших визнав закон кратних відносин Гей-Люссака шведський хімік Й. Я. Берцелиус (1779−1848), який висловив припущення, що основна властивість газів у тому, що рівні обсяги газів при однакових умов містять однакове число атомов.

Закономірність, встановлену Гей-Люссаком, не можна було пояснити, керуючись вченням Дальтона у тому, що прості речовини складаються з атомів. У насправді, тоді як рівних обсягах газів, наприклад водню і хлору, міститься однакове число атомів, то, при їх взаємодії має вийти один обсяг хлористого водню, а чи не два, як показував опыт.

Закон Гей-Люссака пояснили італійським фізиком А. Авогадро (1776−1856).

Закон діючих масс.

Швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації регулюючих веществ.

Для реакции.

A+B=C+D.

Закон діючих мас запишеться наступним образом:

де CA і CB — концентрації речовини Проте й У (моль/л),.

k-коэффициент пропорційності, константа швидкості реакції, що залежить від природи реагують речовин і південь від температуры.

k=v, коли концентрації кожного їх реагують рівні 1 моль/л чи його твір одно единице.

Дане рівняння називається кінетичного рівняння реакции.

Концентрація твердого речовини у процесі хімічного перетворення не змінюється), процес йде поверхні), тому швидкість реакціях з участю твердого тіла визначається лише концентрацією газів чи розчинених веществ.

У складних (многостадийных реакціях) швидкість всього процесу залежить від швидкості найбільш повільної реакции.

Залежність швидкості реакции.

Відповідно до правила Фант-Гоффа, у разі підвищення температури на кожні 10 °C швидкість більшості реакцій збільшується в 2−4 разу. Кількість, що показує, скільки раз збільшується швидкість даної реакції у разі підвищення температури на 10 °C, називається температурним коефіцієнтом реакції. Це є приближенным.

У 1889 г. шведський учений З. Арреніус запропонував рівняння залежності константи швидкості реакції від температуры:

где.

kконстанта скорости.

Aпостійний коефіцієнт, характерний кожної реакции,.

Rуніверсальна газова постоянная,.

Tабсолютна температура,.

Eaенергія, названа Аррениусом енергією активації. Енергія активації вимірюється в кДж/моль.

Реакционно-способными не є все молекули, лише активні, енергія що у момент контакту становить величину не меншу Ea. Через війну повідомлення неактивним частинкам речовини необхідної додаткової енергії вони перетворюються на активні. Такий процес називається активации.

Енергія активації - це енергія, яку треба повідомити частинкам реагентів у тому, щоб перетворити в активні. Енергія активації - це енергетичний бар'єр реакции.

Витрачена на активацію молекул енергія виділяється в цілому або частково при освіті продуктів реакції. Якщо за освіті продуктів реакції виділяється більше енергії, що було необхідне активації виділяється більше енергії, що було необхідне активації молекул, така реакція називається экзотермической, коли менш ніж — то эндотермической. Для перебігу эндотермических реакцій необхідно підбивати енергію з вне.

Закон Кюри.

П'єр Кюрі в 1895 р. показав, що парамагнитная сприйнятливість залежить від температури й багатьох речовин зворотно пропорційна абсолютної температурі. Рівняння, лист про цю зависимость,.

.

називають законом Кюрі, а входить у нього величину називають мольной константою Кюрі; D висловлює діамагнітний внесок (він отрицателен).

Перший член цього рівняння можна розрахувати з урахуванням принципу Больцмана при допущенні, що це речовина містить постійні магнітні дипольные моменти, здатні орієнтуватися у магнітному полі. Такий теоретичний розраховували виконано французьким ученим Полем Ланжевеном в 1905 г. Він вивів уравнение.

где.

— величина дипольного магнітного моменту падіння у розрахунку один атом чи молекулу.

Це рівняння дозволяє розрахувати значення магнітних моментів по експериментальної магнітної сприйнятливості парамагнитных речовин, вимірюваною у певній інтервалі температур. З отриманих значень можна визначити число не спарених електронів в молекулах веществ.

Закон сталості складу вещества.

Закон сталості складу уперше сформульований французьким ученим Ж. Прустом в 1808 г.

Сучасна формулювання закону такова:

Будь-яке чисте речовина незалежно від способу його одержання має постійний якісний і кількісний состав.

Закон сталості складу речовини випливає з атомно-молекулярного вчення. Речовини з молекулярної структурою складаються з однакових молекул, тому й склад таких речовин постійний. При освіті з цих двох елементів кількох сполук атоми цих елементів з'єднуються друг з одним в молекули різного, але певного складу. Наприклад, азот з киснем утворює шість соединений.

На початку сучасності з’ясувалося, що сполуки змінного складу зустрічаються як серед сполук металів друг з одним, а й серед інших твердих тіл, наприклад оксидів, сульфидов, нитридов, карбідів та інших неорганічних речовин, мають кристалічну структуру.

Багатьом сполук змінного складу встановлено межі, у яких може змінюватися до їхнього складу. Наприклад, оксид урану (IV) має склад UO2.5 до UO3, оксид ванадію (II) — від VO0.9 до VO1.3.

Отже, в формулювання закону сталості складу вноситься уточнение:

Склад молекулярної структури, т. е. які з молекул постійне незалежно від способу отримання. Склад сполук з молекулярної структурою (з атомної, іонній і металевої гратами) перестав бути постійних і залежить та умовами получения.

Закон збереження маси вещества.

М. У. Ломоносов вперше сформулював закон збереження маси речовини в 1748 г., а експериментально підтвердив його за прикладі випалу металів в запаяних посудинах в 1756 г. Сучасна формулювання закону такова:

Маса речовин, які почали хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, які виникають внаслідок реакции.

Незалежно від Ломоносова це закон було встановлено 1789 г. французьким хіміком Лавуазьє, який довів, що з хімічних реакціях зберігається як загальна маса речовин, а й маса кожного з елементів, входять до складу взаємодіючих веществ.

Закон збереження маси речовин М. У. Ломоносов пов’язував до закону збереження енергії (кількості руху). Він розглядав цих законів у єдності й усе загальний закон природи. Ломоносов писал:

«Усі зміни у натурі трапляються такого суть стану, що, скільки чого в одного тіла віднімається, стільки притулиться до іншого. Так, коли де убуде кілька матерії, то збільшиться іншому місці. Цей загальний природний закон простирається й у самі правила руху: бо тіло, рушійне своєї силою інше, стільки ж вони в собі втрачає, скільки повідомляє іншому, яка нього рух получает».

Погляди Ломоносова підтверджено сучасної наукою. У 1905 г. А. Ейнштейн показав, що масою тіла (m) та її енергією (E) існує зв’язок, висловлюване уравнением:

где.

з — швидкість світла вакууме.

Закон збереження маси дає матеріальну основу упорядкування рівнянь хімічних реакций.

Заключение

.

… У далекому минулому філософи Стародавню Грецію припускали, що все матерія єдина, але набуває ті чи інші якості залежно від її «сутності». Нині ж, нашого часу, завдяки великим ученим, ми достеменно знаємо, із чого насправді вона состоит.