Хімія підготовка до ЗНО та ДПА
Комплексне видання
ЧАСТИНА І
ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
ОСНОВНІ ЗАКОНИ Й ПОНЯТТЯ ХІМІЇ
Основні кількісні закони хімії
Закон сталості газу
Кожна чиста речовина незалежно від місця та способу її добування має сталий склад.
Наприклад, вода складається з атомів Гідрогену й Оксигену, причому масова частка атомів Гідрогену у воді становить 11,1%, а Оксигену – 88,9%. І незалежно від місця видобутку чиста вода – річкова, дощова або морська, отримана з Арктичного або Антарктичного льоду,- буде мати однаковий
Закон сталості складу сформулював у 1799 році французький учений Жозеф Луї Пруст. Своє відкриття Пруст зробив, спираючись на результати кількісного аналізу оксидів, сульфідів та хлоридів металів. Унаслідок проведеного вагового аналізу оксигенових сполук Феруму, Купруму, Стануму, Меркурію та Плюмбуму він установив, що метали, які відповідають цим елементам (залізо, мідь, олово, ртуть, свинець), з’єднуються з киснем завжди в однакових пропорціях. У цих же роботах він показав, що природний купрум карбонат і купрум карбонат, отриманий хіміком у лабораторії, мають той
Протилежних поглядів дотримувався його співвітчизник Клод Бертолле, котрий стверджував, що склад хімічних сполук може змінюватися залежно від умов їхнього добування. Він доводив, що на проходження хімічних реакцій впливає маса, зв’язок, летучість, розчинність, пружність тощо. Почалася наукова полеміка, яка тривала кілька років.
У той же час у полеміці взяв участь англійський учений Джон Дальтон. Він ретельно проаналізував маси речовин, що вступають у реакцію, на підставі чого сформулював закон кратних відношень. Після переконливих доказів Пруста й Дальтона погляди Пруста були підтримані кращими хіміками того часу, а позиції Бертолле визнані помилковими. Закон сталості складу дозволив установити кількісні співвідношення атомів хімічних елементів у сполуках і став основою визначення атомних мас елементів. Зараз закон сталості складу сприймають як звичайну річ, однак у той час відкриття цього закону було проривом у розвитку хімії як науки й стало одним з істотних доказів атомно-молекулярного вчення.
Однак ідеї Бертолле одержали нове тлумачення у XX столітті, коли були відкриті численні сполуки змінного складу, до яких належали деякі оксиди, сульфіди, нітриди тощо. Після цього відкриття за пропозицією російського хіміка М. С. Курнакова сполуки зі сталим складом були названі дальтонідами, а зі змінним – бертолідами. Склад дальтонідів виражають за допомогою простих формул із цілочисловими індексами, наприклад: Н2О, SО2, С2Нб. А склад бертолідів змінюється й не відповідає стехіометричним співвідношенням. Наприклад, склад ванадій(ІІ) оксиду зазвичай виражають за допомогою формули VО, хоча насправді його склад може змінюватися в межах від VO0,9 до VO1,3. При взаємодії цирконію з азотом утворюється цирконій нітрид. Окрім складу ZrN, є нітриди ZrN0,59, ZrN0,69, ZrN0,74, ZrN0,89.
У зв’язку з наявністю сполук змінного складу в сучасне формулювання закону сталості складу варто внести уточнення: склад сполук молекулярної структури є сталим незалежно від способу добування; склад сполук з немолекулярною структурою (атомною, іонною або металевою решіткою) не є сталим і залежить від умов добування.
Закон кратних співвідношень
У 1803 році англійський учений Джон Дальтон на підставі своїх досліджень сформулював закон простих кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук різного складу, то кількості їхніх складників змінюються дискретно й на ту саму масу одного з них припадають такі маси іншого, які співвідносяться між собою, як прості цілі числа.
Сьогодні ми можемо записати ці відношення як 1 : 1; 2 : 3; 1 : 2; 2 : 5 тощо. Наприклад, Карбон та Оксиген утворюють дві сполуки: карбон монооксид СО і карбон діоксид СО2. Очевидно, що з однією й тією самою масою вуглецю маси кисню, необхідні для утворення цих двох оксидів, співвідносяться як 1 : 2. При взаємодії заліза з киснем можливе утворення також двох оксидів: ферум(ІІ) оксид FeO та ферум(ІІІ) оксид Fe2О3. У цьому разі маси кисню для утворення цих двох оксидів співвідносяться як 2 : 3.
Відкриття закону дозволило Дальтону зробити такий висновок: молекули речовин складаються з певного цілого числа атомів кожного з елементів.
Одним з найважливіших наслідків цього відкриття стало встановлення того факту, що атоми різних елементів відрізняються за масою. Це дозволило запровадити й установити атомні маси великої кількості елементів, узявши за точку відліку масу атома Гідрогену, яку вчений прийняв за одиницю. І хоча більшість атомних мас, установлених Дальтоном, не відповідали дійсності, тому що він у своїх розрахунках не враховував валентності елементів, його відкриття усе ж таки стало одним з найважливіших доказів атомно-молекулярного вчення.
Закон збереження маси речовин
Загальна маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються в результаті реакції.
Цей закон сформулював у 1748 році видатний російський учений Михайло Васильович Ломоносов і незалежно від нього в 1789 роді французький учений А. Лавуазьє. Однак роботи Ломоносова в цій галузі були опубліковані тільки на початку XX століття, тому довгий час першовідкривачем закону збереження маси в західноєвропейській науці вважали Лавуазьє, й у деяких підручниках закон збереження маси називають законом Ломоносова – Лавуазьє.
Закон збереження маси мав дуже велике значення для становлення атомно-молекулярного вчення, тому що він доводив те, що під час хімічних реакцій атоми не зникають і не з’являються з нічого. Число атомів і маса кожного атома не змінюються, тому загальна маса речовин так само не змінюється.
Закон збереження маси є окремим випадком загального закону природи – закону збереження енергії, який стверджує, що енергія ізольованої системи є сталою. Із цієї точки зору сумарна маса речовини при проходженні хімічної реакції не може залишатися незмінною, оскільки в хімічних реакціях енергія виділяється або поглинається.
Утім, у хімічних реакціях зміна маси, спричинена виділенням або поглинанням енергії, зовсім незначна. Типовий тепловий ефект хімічної реакції за порядком величини дорівнює 100 кДж/моль. На підставі рівняння Ейнштейна:
Е = m ∙ с2
Зміна маси в хімічній реакції буде дорівнювати
Або 10-9 г/моль.
Зрозуміло, що таку незначну зміну маси неможливо зареєструвати експериментально, а тому можна стверджувати, що в хімічних реакціях закон збереження маси виконується з високою точністю.
Закон об’ємних співвідношень
Закон об’ємних співвідношень відкрив Ж. Л. Гей-Люссак у 1808 році, тому цей закон також називають хімічним законом Гей-Люссака.
Співвідношення об’ємів газів, що вступають у хімічну реакцію й утворюються в результаті неї, є співвідношенням простих цілих чисел. Так у реакції спалювання метану в кисні
Співвідношення об’ємів газів є таким:
Легко побачити, що співвідношення об’ємів газів дорівнює співвідношенню стехіометричних коефіцієнтів у рівнянні реакції. Звичайно ж, для виконання цього закону об’єми газів слід вимірювати в однакових умовах.
Закон Авогадро
Цей закон відкрив видатний італійський учений Амедео Авогадро в 1811 році.
В однакових об’ємах різних газів при однакових умовах міститься однакова кількість молекул.
Це означає, що всі гази поводяться в певному сенсі однаково й що об’єм газу при заданих умовах не залежить від хімічної природи газу, а визначається тільки кількістю частинок. Після відкриття цього закону свій справжній сенс і наукове обгрунтування одержав закон об’ємних співвідношень. Велика заслуга Авогадро полягає в тому, що він зміг установити простий зв’язок між макроскопічною величиною, що спостерігали,- об’ємом – та мікроскопічними властивостями газоподібних речовин – числом частинок.
Аналізуючи об’ємні співвідношення Гей-Люссака й використовуючи своє відкриття, Авогадро встановив, що молекули газоподібних простих речовин (кисню, водню, азоту, хлору) є двохатомними. Якщо припустити, що водень і хлор одноатомні, то за рахунок реакції приєднання об’єм повинен зменшитися вдвічі. Але оскільки об’єм не змінюється, то молекули водню й хлору містять по два атоми, і реакція проходить за рівнянням
Аналогічно можна встановити молекулярні формули води, амоніаку, вуглекислого газу та інших речовин.
Згідно з атомно-молекулярним ученням, закон Авогадро можна пояснити в такий спосіб. Об’єм, який займає певна кількість речовини в будь-якому агрегатному стані, обумовлений трьома параметрами: кількістю речовини, тобто числом частинок (молекул, атомів або іонів), відстанню між молекулами й власними розмірами частинок. У твердому й рідкому агрегатних станах речовини відстань між частинками дуже маленька, тому розміри самих молекул суттєво впливають на об’єм речовини. Водночас у газоподібному стані при звичайному тискові відстань між молекулами приблизно в тисячу разів більша, ніж розміри самих молекул, тому розміри молекул можна не враховувати. Унаслідок цього об’єм газів визначається двома параметрами: числом молекул і відстанню між ними. За однакових умов (тиск і температура) відстань між молекулами в газах однакова. Звідси випливає, що об’єм газу в цьому разі визначається тільки числом молекул. Тому в однакових умовах однакові об’єми різних газів містять однакову кількість частинок і навпаки. Слід зазначити, що при низьких температурах і при високому тискові відстані між молекулами в газах зменшуються й можуть стати сумірними з розмірами молекул, тому за таких умов закон Авогадро не діє.
Висновки із закону Авогадро.
1. Молярний об’єм будь-якого газу за нормальних умов становить 22,4 л.
(Обгрунтування цього висновку див. вище.)
2. Співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їхніх молярних мас.
Густину речовини можна обчислити за формулою:
ρ = m/V.
Якщо проводити обчислення для речовини кількістю 1 моль, то маса такої кількості буде дорівнювати молярній масі речовини, а її об’єм – молярному об’єму. У цьому разі формула для густини перетвориться на наступну:
ρ = m/Vm.
Оскільки, згідно із законом Авогадро, молярні об’єми газів при однакових умовах рівні то для відношення густин двох газів одержуємо:
Отже,
Де D – відносна густина газу – фізична величина, яка дорівнює відношенню густини якої-небудь речовини до густини іншої речовини, узятої як стандартний зразок.
Чисті речовини й суміші
Речовин в індивідуальному стані в природі практично не існує. Вони змішані одна з одною й утворюють суміші та розчини. Сумішами є морська й газована вода, молоко й сік, граніт і сталь.
Уявлення про суміші й чисті речовини мали ще давньогрецькі вчені. Згідно із цими уявленнями, чиста речовина складається із часток одного виду, а суміші складаються з різних частинок. Отже, чиста речовина складається з однакових молекул, а суміші – з різних.
Коли кажуть про яку-небудь речовину, завжди мають на увазі, що ця речовина є чистою й складається із частинок одного виду. Але на практиці ідеально чисту речовину виділити із суміші неможливо, тому що серед частинок однієї речовини обов’язково трапиться кілька частинок іншої речовини, тобто ідеально чистих речовин не буває. Навіть ті речовини, які називають чистими, містять сторонні частинки інших речовин – домішки.
Зазвичай абсолютно чисті речовини не потрібні, проте іноді сторонні домішки можуть заважати проведенню дослідів. Тому, коли мова йде про хімічні реактиви, обов’язково вказують ступінь чистоти, такі позначки можна побачити на банках з хімічними реактивами. Наприклад, якщо на етикетці написано “техн” (технічна), то в такій речовині домішок міститься багато, кілька відсотків. Для дослідів такі речовини зазвичай не використовують, хоча в будівництві, на заводах такого ступеня чистоти зазвичай цілком достатньо. Ступінь чистоти “Ч” (чиста) або “ХЧ” (хімічно чиста) означає, що домішок дуже мало, менше одного відсотка. “Чисті” реактиви можна використовувати для виробництва ліків, а “хімічно чисті” – для проведення наукових дослідів. Іноді потрібні дуже чисті речовини. Такі реактиви позначають знаком “ОСЧ” (особливо чисті). Вони містять, як правило, менше 10-6 відсотка домішок. Такі реактиви потрібні для проведення дуже точних експериментів, а також при виробництві мікросхем для комп’ютерів. Очищення речовин – це доволі дорога операція, тому чим чистішою є речовина, тим вона дорожча.
Частіше за все за зовнішнім виглядом розрізнити окремі речовини в суміші не вдається. Наприклад, ми не бачимо, що повітря – це суміш кількох газів. За зовнішнім виглядом також не можна визначити, що молоко є сумішшю різних речовин, а більшість металічних предметів, які нас оточують, зроблені зі сплавів, а не з чистих металів. Такі суміші називають однорідними. Частинки, які утворюють однорідні суміші, настільки малі, що побачити їх неозброєним оком неможливо.
Тим часом у неоднорідних сумішах окремі речовини можна побачити неозброєним оком.
У суміші всі речовини (компоненти) зберігають свої властивості. Наприклад, якщо змішати залізний порошок з кухонною сіллю й піднести до цієї суміші магніт, то залізо притягатиметься, а сіль – ні. А якщо до цієї ж таки суміші додати воду, то сіль розчиниться, а залізо не розчиниться. На цьому принципі грунтується виготовлення матеріалів, адже більшість матеріалів є сумішами. Наприклад, чисте золото – це дуже м’який і податливий метал. Така його властивість створює незручності для виготовлення більшості ювелірних виробів, тому в золото обов’язково додають певну кількість срібла. Звісно ж, колір такої суміші (сплаву) трохи відрізняється від кольору чистого золота, однак вироби з нього значно міцніші й не псуються від невеликого удару.
Як можна відрізнити чисту речовину від суміші? Якщо суміш неоднорідна й окремі її компоненти видно неозброєним оком, наприклад крупинки піску у воді. Але більшість сумішей, які нас оточують, є однорідними й зовні майже не відрізняються від чистих речовин. Чиста речовина завжди однорідна, тож навіть при значному збільшенні її складники-кристалики або крупинки мають однаковий вигляд.
Суміші можна відрізнити від чистих речовин за відмінністю фізичних властивостей суміші від фізичних властивостей окремих компонентів. Незважаючи на те, що кожна речовина надає суміші своїх властивостей, суміш ніколи не має таких самих властивостей, як і чисті речовини окремо. Наприклад, суміш олова й свинцю (сплав) буде плавитися при температурі, що є нижчою за температуру плавлення чистого олова чи свинцю. А чай або розчин цукру у воді буде кипіти при більш високій температурі, аніж чиста вода. У цьому разі досить виміряти температуру плавлення або кипіння суміші й порівняти результат з даними з довідника.
Чисті речовини плавляться й киплять при певній температурі, а суміші – у невеликому інтервалі температур. Якщо в склянку покласти трохи снігу й опустити в нього термометр, то температура снігу не стане вищою від 0 °С, доки він увесь не розтане. Якщо ж нагрівати парафін, то він починає плавитися при одній температурі, а коли стає зовсім рідким, термометр буде показувати більш високу температуру. Отже, парафін є сумішшю речовин, які плавляться при різних температурах.
(1 votes, average: 5,00 out of 5)