Основные хімічні законы

Запровадження 2 Закон Авогадро 3 Закон Бойля-Мариотта 5 Закон Гей-Люссака 5 Закон об'ємних відносин 5 Закон діючих мас 7 Залежність швидкості реакції 7 Закон Кюрі 8 Закон сталості складу речовини 10 Закон збереження маси речовини 10 Укладання 12.

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 ставлення до 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 була 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 і справу різні форми матерії. Закон ГейЛюссака є законом про кількість молекул, а чи не атомів, що у обсязі газу. 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 водню. 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 газу. Експериментально встановлено, що маса 1 л кисню при нормальних умовах (за нормальної температури 273єК (0єС) і тиску 1 атм.) дорівнює 1,429 г. Отже, обсяг, яку він обіймав 1 молем за цих умов, дорівнює: [pic] |При нормальних умов 1 міль будь-якого газу займе місця, рівний| |22.4л. Цей обсяг називається молярным обсягом газу. |.

Молярный обсяг газу — цей показник обсягу речовини до кількості цього речовини: [pic], где.

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

V — обсяг речовини, n — кількість речовини системи. Точне значення молярного обсягу газу 22.4135±0.0006 л/моль. За підсумками закону Авогадро визначають молекулярні маси газоподібних речовин з їхньої щільності. За законом Авогадро маси m1 і m2 л кожного із двох різних газів рівняються твору молярной маси М1 і М2 на число [pic]- стала (число) Авогадро: число частинок (атомів, молекул чи іонів) в молі речовини. [pic]=[pic]моль ~№ [pic] чи [pic], где.

D-относительная щільність газу. |Ставлення маси певного обсягу одного газу до масі такого | |ж іншого газу, взятого за ті самі умовах (обсяг, температура,| |тиск), називається щільністю першого газу другому. |.

Зазвичай щільності газів визначають стосовно самому легкому газу — водню (позначають Dh2). Молярная маса водню дорівнює 2.016 г/моль чи наближено 2 г/моль, отже: [pic] Молекулярна маса речовини в газоподібному стані дорівнює подвоєною щільності за воднем. Якщо щільність визначають повітрям, то походять від середньої молярной маси, рівної 29 г/моль). [pic] 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 [pic], і [pic]. При нормальних умов [pic]л/моль, тоді [pic] У разі, відмінних нормальних, доведення обсягу газу до нормальних умовам користуються газовими законами.

Закон Бойля-Мариотта.

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

[pic], де p-давление;

V-объем газу Закон Бойля-Мариотта виконується за дуже малих давлениях Закон Гей-Люссака.

|При постійному тиску зміна обсягу газу прямо | |пропорційно температурі. |.

[pic], где.

T — абсолютна температура (К) Закон об'ємних отношений Первые 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 відносин: |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 аміаку. Серед перших визнав закон кратних відносин Гей-Люссака шведський хімік Й. Я. Берцелиус (1779−1848), який припустив, що основна властивість газів у тому, що рівні обсяги газів при однакових умов містять однакове число атомів. 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 повинен вийти один обсяг хлористого водню, а чи не два, як показував досвід. Закон Гей-Люссака пояснили італійським фізиком А. Авогадро (1776−1856).

Закон діючих масс.

|Скорость хімічної реакції пропорційна концентрації | |регулюючих речовин. |.

Для реакції A+B=C+D Закон діючих мас запишеться так: [pic], 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 температури. k=v, коли концентрації кожного їх реагують рівні 1 моль/л чи його твір одно одиниці. Дане рівняння називається кінетичного рівняння реакції. 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 речовин. У складних (многостадийных реакціях) швидкість всього процесу залежить від швидкості найбільш повільної реакции.

Зависимость швидкості реакции Согласно правилу 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 правило є наближеним. У 1889 г. шведський учений З. Арреніус запропонував рівняння залежності константи швидкості реакції від температури: [pic], де 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 активації. Енергія активації - це енергія, яку треба повідомити частинкам реагентів у тому, щоб перетворити в активні. Енергія активації - це енергетичний бар'єр реакції. 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 Пьер Кюрі в 1895 р. показав, що парамагнитная сприйнятливість сильно залежить від температури й багатьох речовин зворотно пропорційна абсолютної температурі. Рівняння, лист про цю залежність, [pic], називають законом Кюрі, а входить у нього величину називають мольной константою Кюрі; D висловлює діамагнітний внесок (він негативний). 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 рівняння [pic], 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 така: |Будь-яке чисте речовина незалежно від способу його одержання має | |постійний якісний і кількісний склад. |.

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 сполук. 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 і 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 уточнення: |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 від | |умов для отримання. |.

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 така: |Маса речовин, які почали хімічну реакцію, дорівнює масі | |речовин, які виникають внаслідок реакції. |.

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, які входять у склад взаємодіючих речовин. Закон збереження маси речовин М. У. Ломоносов пов’язував до закону збереження енергії (кількості руху). Він розглядав цих законів в 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 отримує». Погляди Ломоносова підтверджено сучасної наукою. У 1905 г. А. Ейнштейн показав, що масою тіла (m) та її енергією (E) існує зв’язок, висловлюване рівнянням: [pic], где з — швидкість світла у вакуумі. 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 её.

«сутності». Нині ж, нашого часу, завдяки великим ученим, ми достеменно знаємо, із чого насправді вона состоит.

———————————- [pic].

[pic].