Основные законы химии

1. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов; 1756 г.):

масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава.

Имеет различные формулировки:

- состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения (более точная современная формулировка);

- любое сложное вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав;

- соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

3. Закон кратных отношений (Дальтон, 1803 г.):

если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями, подтвердил атомистические представления. Наименьшее количество элемента, вступающее в соединение, - это атом. Следовательно, в соединение может вступать только целое число атомов, а не дробное. Например, массовые соотношения С: О в оксидах СО₂ и СО равны 12: 32 и 12: 16. Следовательно, массовое отношение кислорода, связанное с постоянной массой углерода в СО₂ и СО, равно 2: 1.

4. Закон объемных отношений (закон Гей-Люссака):

объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

5. Закон Авогадро ( 1811 г.):

в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Постоянная Авогадро N_A = 6, 02*10²³ моль^-1 – число структурных единиц в одном моле вещества.

Следствия из закона Авогадро:

а) при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем;

б) при н.у. (273, 15 К и 101, 325 кПа) молярный объем (V_м) любого газа равен 22, 4 л моль. [1]

6. Уравнениесостояния идеального газа – Менделеева-Клапейрона:

PV=mRT/M,

где Р – давление газа, Па; V – объем газа, м³; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8, 314 Дж/моль*К.

7. Закон парциальных давлений (закон Дальтона):

Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. [2]

8. Закон эквивалентов.

Имеет несколько формулировок:

1) массы участвующих в реакции веществ пропорциональны их молярным массам эквивалента:

m₁ / m₂ = M _Э1/ M _Э2 = …;

2) все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. количества молей эквивалента веществ, участвующих в реакции, равны между собой:

ν _э1=ν _э2= …;

m₁ / M _Э1= m₂ / M _Э2=…._.

3) для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон эквивалентов записывают следующим образом:

С_Э1*V₁=C_Э2*V₂,

где С_Э1, С_Э2 – нормальные концентрации или молярные концентрации эквивалента первого и второго растворов, моль/л; V₁ и V₂ – объемы реагирующих растворов, л.