Основные законы химии

     Оглавление

     Введение

     1. Фундаментальный закон – Периодический закон Менделеева

        1.1. Некоторые закономерности в Периодической таблице Д.И. Менделеева

      2. Закон сохранения массы

      3. Закон постоянства состава химических соединений

     4. Закон Авогадро

     Заключение 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

     Введение 

     В   данном   реферате   рассмотрена   тема   “Основные законы химии”. Были рассмотрены следующие теоретические вопросы: Фундаментальный закон – Периодический закон Менделеева, Закон сохранения массы, Закон постоянства состава химических соединений, Закон Авогадро.

         Целью выполнения  реферата  является  закрепление полученных теоретических знаний. Основной  задачей является  выработка навыков работы  с учебной и   научной   литературой, знакомство с понятием Химии и его основными законами.

      Актуальность  темы заключается в том что, Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений. Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется. Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Когда впервые обнаруживается, что некоторая идея объясняет или коррелирует многие факты, то такую идею называют  гипотезой. Гипотезу можно подвергнуть дальнейшей проверке и экспериментально подтвердить выводы, которые из нее следуют. Если гипотеза при этом согласуется с результатами эксперимента, то ее называют теорией или законом. 
 
 
 
 
 
 
 

     1.Фундаментальный закон – Периодический закон Менделеева 

     Периодический закон Д. И. Менделеева - фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов: «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».

     Первый вариант Периодической таблицы элементов был опубликован Дмитрием Ивановичем Менделеевым в 1869 году. В это время Менделеев преподавал химию в Петербургском университете. Собирая материал для своего учебника "Основы химии", он раздумывал над тем, как сгруппировать материал таким образом, чтобы сведения о химических свойствах элементов не выглядели набором разрозненных фактов. После Всемирного конгресса химиков в 1860 году, в работе которого участвовал и Менделеев, проблема правильного определения атомных весов была постоянно в центре внимания многих ведущих химиков мира. Расположив элементы в порядке возрастания их атомных весов, Дмитрий Иванович обнаружил фундаментальный закон природы, который теперь называется Периодический закон.

      В 1864 году англичанин Дж. Ньюлендс заметил, что если располагать элементы в порядке возрастания их атомного веса, то примерно каждый восьмой элемент является повторением первого. На рис.1 показана таблица Ньюлендса, относящийся к 1865 году. Элементы, имеющие одинаковый атомный вес помещались под одним номером. Наметившиеся закономерности быстро разрушались, поскольку в его системе не была учтена возможность существования еще не открытых элементов.

                                             Рис.1

     Доклад Ньюлендса «Закон октав и причины химических соотношений среди атомных весов» обсуждался на заседании Лондонского химического общества 1 марта 1866 года, а краткий отчет о нем публиковался в журнале «Сhemical News». Ньюлендс был близок к открытию Периодического закона, однако сама идея последовательной нумерации только известных к тому времени элементов исключала возможность существования еще не открытых элементов, для которых в системе Ньюлендса просто не было места. Принципиальная новизна Периодического закона, открытого и сформулированного Д. И. Менделеевым спустя ровно три года, заключалась в следующем:

      1. Устанавливалась связь между  несходными по своим свойствам элементами. Эта связь заключается в том, что свойства элементов плавно и примерно одинаково изменяются с возрастанием их атомного веса, а затем эти изменения периодически повторяются.

     2. В тех случаях, когда создавалось  впечатление, что в последовательности  изменения свойств элементов  не хватает какого-нибудь звена,  в Периодической таблице предусматривались  пробелы, которые надо было заполнить еще не открытыми элементами. Мало того, Периодический закон позволял предсказывать свойства этих элементов.

                                                                         Рис. 2

     Первый вариант Периодической таблицы (рис.2) выглядит непривычно для нас. Не проставлены атомные номера, будущие группы элементов расположены горизонтально (а будущие периоды - вертикально), еще не открыты инертные газы, встречаются незнакомые символы элементов, многие атомные массы отличаются от современных. Однако важно видеть, что уже в первый вариант Периодической таблицы Менделеев включал больше элементов, чем их было открыто на тот момент. Он оставил свободными 4 клеточки своей таблицы для еще неизвестных элементов и даже смог правильно оценить их атомный вес. Атомные единицы массы тогда еще не были приняты и атомные веса элементов измеряли в "паях", близких по значению к массе атома водорода. Глубокое знание химических свойств различных элементов позволило Менделееву не только указать на еще не открытые элементы, но и предсказать их свойства. Дмитрий Иванович предсказал свойства элемента, названного им "эка-силицием". Спустя 16 лет предсказание подтвердилось. Сопоставление свойств, предсказанных для еще не открытого элемента "эка-силиция" со свойствами элемента германия (Ge). В современной Периодической таблице германий занимает место "эка-силиция". С момента появления Периодического закона химия перестала быть описательной наукой. Как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский, Периодический закон явился "открытием взаимной связи всех атомов в мироздании". 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

1.1. Некоторые закономерности в Периодической таблице Д.И. Менделеева 

     Помимо глубокой фундаментальной связи между элементами, она отражает ряд полезных для изучения химии закономерностей.

     Рассмотрим  важнейшие из них.

     При перемещении вдоль периода справа  налево металлические свойства элементов усиливаются. В обратном направлении возрастают неметаллические. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

     Размеры атомов при перемещении слева  направо вдоль периода уменьшаются. Это объясняют тем, что электроны  все сильнее притягиваются к  ядру по мере возрастания заряда ядра. Даже увеличение числа электронов на внешней оболочке  не приводит к  увеличению размеров атома. Наоборот, размеры атома фтора меньше, чем атома кислорода.

     При перемещении сверху вниз атомные  радиусы элементов растут, потому что заполнено больше электронных оболочек.

          S – Элементы имеют валентности, совпадающие с номером их группы.

     Не  только элементы, но и многие их соединения - оксиды, гидриды, соединения с галогенами - обнаруживают периодичность. Для каждой ГРУППЫ элементов можно записать формулы соединений, которые периодически "повторяются" (то есть могут быть записаны в виде обобщенной формулы).  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

     2. Закон сохранения массы 

          Закон сохранения массы гласит: Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

          Впервые закон сохранения массы  сформулировал русский ученый  Ломоносов, в 1748 году, а экспериментально  подтвердил его на примере  обжигания металлов в запаянных  сосудах в 1756 году. Позднее в  1789 году закон сохранения массы  был установлен независимо от  Ломоносова, французским химиком  Лавуазье, который показал, что  при химических реакциях сохраняется  не только общая масса веществ,  но и масса каждого из элементов,  входящих в состав взаимодействующих  веществ. 

          При химических реакциях всегда  выделяется или поглощается энергия.  Поэтому при учете массы веществ  необходимо принимать во внимание  прирост или убыль, отвечающие  поглощению или выделению энергии  при данной реакции. При химических  реакциях принято не принимать  во внимание ту массу, которая  приносится или уносится с  энергией.

     Теперь, с учетом закона сохранения массы, мы можем сформулировать правила составления  химических уравнений:

     1) Нужно знать формулы веществ,  вступивших в реакцию и формулы  веществ, полученных в результате  реакции (формулы продуктов).

     2) Следует записать левую часть  уравнения, где располагаются  формулы реагентов. Между формулами  ставятся знаки "плюс".

     3) Далее следует поставить знак  равенства или стрелку и записать  правую часть уравнения: формулы  продуктов (в любом порядке)  и знаки "плюс" между ними.

     4) Число атомов каждого элемента  в левой части уравнения должно  быть равно числу атомов каждого  элемента в правой части уравнения.  Для достижения этого нужно  подобрать и поставить перед  формулами соответствующие коэффициенты.

     5) Нельзя менять местами левую  и правую части уравнения. Нельзя  переносить формулы веществ из  одной части уравнения в другую.

     Например :

     2Ag + S = Ag₂S

     Где,

     Ag – серебро;

     S – сера;

     Ag₂S – сульфид серебра.

     4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

     Где,

     Al – алюминий;

     3O₂ – кислород;

     2Al₂O₃  – оксид алюминия. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

3. Закон постоянства состава химических соединений 

     В 1808 году Пруст сформировал закон  постоянства состава:

        Соотношение между массами элементов, входящих в состав определенного соединения, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

       Этот закон не имеет абсолютного характера, что было установлено в XX ст. благодаря работам Курнакова, который доказал, что в природе есть два типа соединений – с постоянным и переменным составом. Соединения, имеющие постоянный состав и целочисленное атомное соотношение элементов, называется дальтонидами. Соединения переменного состава в которых стехиометрические соотношения элементов не отвечают целым числам, называются бертоллидами.

     Итак, состав химического соединения зависит  от типа химической связи, агрегатного  состояния веществ, изотопного состава, а также от условий их получения, и может быть как постоянным, так  и переменным. Поэтому в современную  формулировку закона постоянства состава  внесены некоторые уточнения :

     Если  химическое соединение имеет молекулярную структуру, то независимо от условий  получения его состав остается постоянным.

     Состав  химического соединения, которое  не имеет молекулярную структуру, может  изменяться в определенных границах в зависимости от условий его  получения. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

4. Закон Авогадро

     Значение 6,02·10²³ называется постоянной Авогадро  в честь итальянского химика Амедео Авогадро. Это универсальная постоянная для мельчайших частиц любого вещества. Она имеет обозначение N_A. Иногда ее также называют числом Авогадро.

     Постоянная Авогадро N_A = 6,02·10²³

     Именно такое количество молекул содержит 1 моль кислорода (О₂), такое же количество атомов в 1 моле железа (Fe), молекул в 1 моле воды H₂O и т.д. Но для газообразных веществ понятие моль имеет еще одну важную особенность: такое количество частиц любого газа всегда занимает одинаковый объем. Вот как это выяснилось:

        Французский химик и физик Гей-Люссак в 1808 году изучал удивительную по тем временам химическую реакцию, в которой из двух газов – хлористого водорода и аммиака - получалось твердое кристаллическое вещество - хлорид аммония:

     HCl _(газ) + NH_{3 (газ)} = NH₄Cl _{(крист.)}

Где,

HCl – хлороводород;

NH₃ – азотистоводородная кислота;

NH₄Cl – хлорид аммония.

                  Обнаружилось, что для реакции требуются равные объемы обоих газов – HCl и NH₃. Если один из этих газов вначале имелся в избытке, то по окончании реакции этот избыток оставался неиспользованным.

     Гей-Люссак проводил свои опыты в замкнутом  сосуде – достаточно прочном для  того, чтобы выдержать реакции, идущие со взрывом. Поэтому он смог изучить и некоторые другие реакции между газами. Выяснилось, что два объема водорода со взрывом реагируют с одним объемом кислорода, образуя 2 объема газообразных водяных паров:

     2 H₂ + O₂ = 2 H₂O (все вещества – газообразные)

     Где,

     Н₂ – водород;

     О₂ – кислород;

     H₂O – вода.

     Далее: один объем водорода реагирует с одним объемом хлора, давая 2 объема газообразного хлористого водорода:

     H₂ + Cl₂ = 2 HCl (все вещества – газообразные)

     В этих и других экспериментах неизменно  обнаруживалось, что газы реагируют между собой и образуются тоже в простых целочисленных объемных отношениях.

     Гей-Люссак опубликовал свои наблюдения, не делая  из них никаких выводов. Важные выводы спустя три года сделал итальянский  химик Амедео Авогадро. Он предположил, что равные объемы любых газов содержат равное число молекул.

     Действительно, молекулы газов не связаны между  собой крепкими связями, как молекулы или атомы твердых веществ. Объем, который они занимают, при прочих равных условиях (температуре и давлении) зависит только от числа молекул  газа, но не от конкретного вида этих молекул, поскольку молекулы никак  не связаны между собой. Поэтому  одинаковые количества молекул разных газов должны занимать одинаковые объемы при данных температуре и давлении.

     Как правильно полагал Авогадро, только тогда, когда газы занимали одинаковый объем, N молекул одного газа и N молекул  другого газа реагировали между  собой без остатка в опытах Гей-Люссака. Впоследствии гипотеза о  равном числе молекул в одинаковых объемах газов подтвердилось  в многочисленных экспериментах.

     Так был сформулирован закон, справедливо  названный впоследствии Законом Авогадро:

     Равные  объемы любых газов (при одинаковых температуре и давлении) .

     Из  закона Авогадро вытекает важное следствие: если в равных объемах всех газов  содержится одинаковое число молекул, то молекулярный вес (m) любого газа должен быть пропорционален его плотности: m = k·d (где d – плотность, k - некий коэффициент пропорциональности).

     Действительно, плотность (d) газа, как и любого физического тела, измеряется в граммах на литр. Если в литре какого-то газа с "тяжелыми" молекулами, и в литре другого газа – с "легкими" молекулами – этих молекул одинаковое число, то 1 л первого газа должен весить больше – иными словами, для него значение плотности в г/л будет выше.

     Чтобы определить коэффициент пропорциональности k, можно воспользоваться измерениями плотности разных газов - например, водорода и кислорода. Плотность газа и его молекулярная масса связаны постоянным коэффициентом k. Плотности газов даны при нормальных условиях: температуре 0° С и давлении 760 мм ртутного столба (273,15 K и 101 325 Па).

     Если  молекулярный вес газа мы заменим  его молярной массой (М г/моль), то получим уравнение:

     М (г/моль) = k·d (г/л).

     Здесь размерность коэффициента k должна быть (л/моль). Например, для кислорода:

     Иными словами, коэффициент k оказывается не просто коэффициентом пропорциональности – он показывает, сколько литров занимает 1 моль любого газа.

     1 МОЛЬ любого газа при нормальных  условиях (н.у.) занимает объем 22,4 л.

     Нормальными условиями (н.у.) считают температуру 0 ^оС (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па).

     Итак, 22,4 л – молярный объем газов при нормальных условиях. Это очень важная величина, которую следует запомнить. 
 
 

Заключение 

       По  итогам проделанной работы можно  сделать вывод, что все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

     Периодический закон Менделеева и его обоснование  с точки зрения электронного строения атомов. Открытие периодического закона и разработка периодической системы  химических элементов Д. И. Менделеевым  явились вершиной развития химии  в XIX в.

     Закон сохранения массы - исторический закон физики, согласно которому масса как мера количества вещества сохраняется при всех природных процессах, то есть несотворима и неуничтожима.

     Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801—1808гг.) — любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии.

     Закон Авога́дро - 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».