Основные законы химии

ЧАСТНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ

«МЕЖДУНАРОДНЫЙ ГУМАНИТАРНО-ЭКОНОМИЧЕСКИЙ

ИНСТИТУТ»

 

Факультет заочного обучения

Кафедра социально-гуманитарных дисциплин

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Доклад

по предмету «Основы современного естествознания»

 

 

 

 

 

 

Шинкевич Ксении Александровны

студентки 4 курса

специальности

«Международные отношения»

заочной формы обучения

гр. 2

 

 

Научный руководитель:

Мячикова И.И.

 

 

 

 

МИНСК, 2012

 

Основные законы химии

 

1 Закон сохранения массы веществ

 

Закон сохранения массы веществ впервые сформулирован в 1748 г. М. В. Ломоносовым. Позднее (в 1756 г.) он экспериментально обосновал этот закон. Современная формулировка закона такова: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Независимо от Ломоносова этот закон сформулировал в 1789 г. французский химик Лавуазье. Он также получил экспериментальные доказательства закона, изучив многие реакции окисления металлов. Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникнуть из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции.

Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НСl, чтобы число атомов водорода и хлора осталось равным двум, т.е. две молекулы:Н2+ Cl2= 2HCl и, поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции.

Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений  химических реакций. Опираясь на него, можно производить расчеты по химическим уравнениям. 

 

2 Закон постоянства состава вещества

 

К основным законам химии относится  закон постоянства состава. Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж. Пруст в 1808 г. Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Рассмотрим, например, состав оксида углерода (IV) (углекислого газа) СО2. Он состоит из углерода и кислорода (качественный состав). Содержание углерода в СО2 27,27%, кислорода — 72,73% (количественный состав). Получить углекислый газ можно многими способами: синтезом из углерода и кислорода, из оксида углерод (II) и кислорода, действием кислот на карбонаты и др. Во всех случаях чистый оксид углерода (IV) будет иметь приведенный выше состав независимо от способа получения.

Атомно-молекулярное учение позволяет  объяснить закон постоянства  состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.

Известны соединения переменного  состава, для которых закон Пруста несправедлив, например, сверхпроводники общей формулы YBa2CU3O7-x.

 

3 Закон кратных отношений

 

Закон кратных отношений открыт в 1803г. Дж.Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма. Атомизм — натурфилософская и физическая теория, согласно которой чувственно воспринимаемые (материальные) вещи состоят из химически неделимых частиц — атомов. Возникла в древнегреческой философии. Дальнейшее развитие получила в философии и науке Средних веков и Нового времени.

Если два  химических элемента дают несколько  соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую  долю второго элемента, относятся  между собой как небольшие  целые числа.

Например: N2O N2O3 NO2(N2O4) N2O5. Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.

 

4 Закон объемных отношений

 

Открыл Гей-Люссак в 1808 г. "Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Примеры.

a) 2CO + O2 --> 2CO2

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода  образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной  смеси уменьшается на 1 объем.

b) При синтезе аммиака из элементов:

n2 + 3h2 --> 2nh3

Один объем азота реагирует  с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем  исходной газообразной реакционной  массы уменьшится в 2 раза.

 

5 Уравнение Клайперона-Менделеева

 

Основным  уравнением, характеризующим состояние  идеального газа, является уравнение Клайперона-Менделеева.

Уравнение состояния идеального газа, выведенное П. Э Клапейроном в 1834 г., объединившее закон Бойля-Мариотта и закон Гей-Люссака.  
представляет собой зависимость между параметрами идеального газа (давлением p, объемом V и абсолютной температурой T) определяющими его состояние.  
В 1874 г. Д. И. Менделеев на основе уравнения Клайперона вывел уравнение для 1 моля идеального газа, получившее название уравнения Клапейрона – Менделеева.

Уравнение состояния идеального газа  — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

,

где

 — давление,

 — молярный объём,

 — универсальная газовая постоянная,

 — абсолютная температура, К.

 

6 Закон Авогадро

 

Закон Авогадро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро, профессором физики в Турине.

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат  французскому ученому Гей-Люссаку. Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком Амедео Авогадро.

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.

 

7 Периодический закон  Менделеева

 

Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.

Периодический закон был сформулирован  Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

С развитием атомной физики и квантовой химии Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам Й. Ридберга (1897), А. Ван-ден-Брука (1911), Г. Мозли (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер (Н. Бор, В. Паули, Э. Шрёдингер, В. Гейзенберг и др.).

В настоящее время Периодический  закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Особенность Периодического закона среди  других фундаментальных законов  заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым Периодическая система элементов.

Периодический закон универсален  для Вселенной: как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский, Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании».