Основные законы химии

Среди множества законов, на которые опирается химия можно выделить ряд основных. Это законы, сформулированные в рамках атомно-молекулярного учения. К ним относят закон сохранения массы, законы постоянства состава, кратных и объемных соотношений, закон Авогадро. Эти законы называют стехиометрическими, поскольку именно они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических превращениях.

Закон сохранения массы

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Сохранение массы вещества в химических реакциях объясняется тем, что при химических превращениях атомы не разрушаются и не образуются. Таким образом, при постоянстве их массы и количества, массы веществ до и после реакции должны быть одними и теми же.

Закон постоянства состава

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Данный закон строго применим только для веществ молекулярного типа. Большинство соединений с атомной или ионной структурой имеют переменный состав в следствии ненасыщаемости их химических связей.

Из закона постоянства состава химических веществ следует, что они вступают во взаимодействие друг с другом в строго определенных массовых соотношениях или эквивалентных количествах.

Закон эквивалентов

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорцианальны их эквивалентам или эквивалентным массам:

m₁/m₂ = Э₁/Э₂ .

Из закона следует, что при любом химическом взаимодействии один эквивалент вещества всегда реагирует с одним эквивалентом другого вещества.

Химический эквивалент (n) элемента или соединения – это такое его количество, которое может провзаимодействовать (реально или формально) с 1 моль атомов водорода или заместить его в химических реакциях.

Единицей химического эквивалента является моль. 5

ПРИМЕР:

n (H₂) = 1/2 моль; n (О₂) = 1/4 моль; n (СО) =1/2 моль; n (СО₂) = 1/4 моль

Эквивалентная масса (Э_m, г/моль ) – это масса одного эквивалента вещества. Эквивалентная масса элемента или соединения рассчитывается по формуле: Э = М  n, где М – молярная масса элемента или соединения, n – химический эквивалент этого элемента или соединения.

ПРИМЕР: Э_m (Н₂) = 2 г/моль  1/2 моль = 1 г .

Э_m (О₂) = 32 г/моль  1/4 моль = 8 г .

Э_m (SiO) = 28 г/моль  1/2 моль = 14 г .

Э_m (SiO₂) = 44 г/моль  1/4 моль = 11 г .

Э_m (Cr₂O₃) = 152 г/моль  1/6 моль = 25,3 г .

Эквивалентный объем (Э_v ,л/моль) – это объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества. Эквивалентный объем газа находят умножением молярного объема газа на его эквивалент.

ПРИМЕР: Э_v (Н₂) = 22,4 л/моль  1/2 моль = 11,2 л .

Э_v (О₂) = 22,4 л/моль  1/4 моль = 5,6 л .

Э_v (Сl₂) = 22,4 л/моль  1/2 моль = 11,2 л .

Таким образом, эквивалент составляет некоторую часть моля или равен ему, а эквивалентная масса равна такой же части молярной массы или равна ей. Эквивалентный объем равен такой же части молярного объема или равен ему.

Для расчетов в окислительно-восстановительных реакциях используется понятие окислительно-восстановительного эквивалента (redox эквивалент). Это такое количества элемента или соединения, которое может отдать или присоединить 1 моль электронов.

Химический эквивалент KМnO₄ = 1 моль, а его окислительно-восстановительный эквивалент непостоянен и зависит от числа электронов, присоединяемых в окислительно-восстановительной реакции.

ПРИМЕР: РЕАКЦИЯ REDOX ЭКВИВАЛЕНТ

MnO₄^- +8H⁺ +5e = Mn²⁺ +4H₂O 1/5 моль

MnO₄^- + 2 H₂O +3е = MnO₂ + 4OH^- 1/3 моль

MnO₄^- + е = MnO₄^2- 1 моль

На количественное соотношение реагирующих веществ в уравнениях химических реакций указывают стехиометрические коэффициенты, стоящие перед символом веществ: 3H₂ + N₂ = 2NH_3. Стехиометрические коэффициенты могут указывать на соотношение взаимодействующих частиц (атомов, молекул, ионов) или их молей.