Химияның негізгі заңдары

Жоспар:

Химияның негізгі заңдары

1.Зат массасының сақталу заңы

2.Құрам тұрақтылық заңы

3.Эквиваленттер заңы

4.Авогадро заңы

5.Еселік қатынас заңы

             6. Газдардың көлемдік қатынас заңы

Химияның негізгі заңдары

              Химия ғылымында бірнеше сандық заңдар қолданылады, олар; зат массасының сақталу заңы, зат құрамының тұрақтылық  заңы, еселік қатынас заңы, эквиваленттер заңы, т.б. Осы заңдардың барлығы атом молекулалық ілімге негізделеді.

1.      Зат массасының сақталу заңы

Атом-молекулалық ілім тұрғысынан  қарағанда реакцияға қатысқан заттардың  құрамында қандай атомдар қанша мөлшерде болса, реакция нәтижесінде шыққан заттардың құрамында сондай атомдар сонша мөлшерде болады.  Бастапқы заттардың атом саны реакция нәтижесінде түзілген заттардың атом санына тең болады.

М.В. Ломоносов бұл заңды 1748 – 1756 ж.ж. ашты. Химия осы заң ашылғаннан кейін сапалық түрден сандық ғылымға айналды.

Энергия сақталу заңы:

Әрекеттесу кезінде жүйенің энергиясы тұрақты болады, тек бір түрден басқа түрге көшеді.

Реакция нәтижесінде энергия бөлінеді немесе сіңіріледі, яғни реакция өнімдеріндегі энергия қоры басқа заттардың энергиясымен салыстырғанда аз немесе көп болып келеді. Химияда заттағы энергия қоры құрамында жылуы бар бөлінетін немесе сіңірілетін энергияны жылу деп атайды. Осы заң негізінде химиялық реакцияның жылу эффектісін зерттейтін бөлімін химиялық термодинамика деп атайды. Өнеркәсіпте энергия сақталу заңы негізінде жылу балансы жүргізіледі.

nA + mB = AnBm

Бастапқы зат                           Реакция өнімі

4Р + 5О2  =   2P2O5

4*31 +10*16  =  4*31 + 10*16

284   =   284

     2Mg+O2=2MgO                            v, моль                    2     1       2

m(Mg)+m(O2)=m(MgO)                   Mr                            24   32   40

                                                      M, г/моль                24   32   40

                                                       m,г                           48   32   80

Ғалымдар өз  тәжірибелерінде (қорғасын, қалайы, сынып) металдарын пайдаланып, ол металдардың барлығын жабық системада қыздырды, бастапқы зат пен реакция өнімдерін таразыға салып өлшеп отырды. Заттар массасының сақталу заңын атом-молекулалық ілім тұрғысынан да түсіндіруге болады.  Химиялық реакцияға кіріскен заттың бастапқы атомдар жойылмайды және жаңадан пайда болмайды, тек қайта топтасады.

1-мысал

Аузы жабылған мәрмәр ыдыста  18,6 г   темір   ұнтағымен   13,4 г  күкірт  ұнтағын  қыздырды. Нәтижесінде  29,3 г  темір сульфиді алынды.

Экспериментті зат  массасының сақталу заңы тұрғысынан  қалай түсіндіруге болады?

Шешуі:

1. Реакцияға дейінгі заттардың  массасын анықтаймыз:

18,6 + 13,4 = 32,0 г

2. Мынадай болжам   жасаймыз:

бастапқы  заттардың біреуі немесе екі зат та толық әрекеттеспеген.

2.     Құрам тұрақтылық заңы

Алыну жолына қарамастан кез – келген химиялық қосылыстың сандық құрамы бірдей болып келеді.

(Ж. Пруст, 1801 – 1808 ж.ж.). Қосылыс құрамына кіретін элементтер массаларының қатынасы тұрақты. Бұл заң тек газ және сұйық түрдегі заттарға қолданылады. Ал қатты күйдегі заттар қасиеттері бұл заңға негізделмеген. Себебі кез – келген қатты заттың кристалл құрылысында атоммен толтырылмаған бос қуыстар, басқа элементтердің атомдық қоспалары, идеалды құрылыстан ауытқуы байқалады.              

Мысалы, висмуттың таллиймен қосылысында таллийдің масса бірлігіне 1,24 – тен 1,82 – ке дейін висмуттың масса бірлігі сәйкес келеді. ТіО2 титан диоксидінде титанның масса бірлігіне 0,65 – тен 1,67 – ге дейін оттегінің масса бірлігі сәйкес келіп, келесі формуламен беріледі: ТіО1,9-2,0. Бұл формула зат құрамының шекарасын көрсетеді.

Элементтің изотоптық құрамын өзгерткенде оның массалық құрамы да өзгереді. Мысалы, суда 11%, ал ауыр суда 20% сутегі болады.

Су молекуласын мынадай тәсілдермен алуға болады:

2H2 + O2 = 2H2O

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Cu(OH)2  = CuO + H2O

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Кейбір элементтер әр түрлі пропорцияларда қосылып,  әр түрлі қосылыстар түзеді. Мысалы: оттек азотпен әрекеттесіп 5 түрлі оксид түзеді, оның әрқайсысында азот пен оттектің массалық қатынастары әр түрлі болады.

Құрам  тұрақтылық  заңы  берілген қосылысқа немесе жеке молекулаға  макроскопиялық сандық құрамын анықтау үшін қолданылады.  Бұл заң қосылыстың молекулалық формуласын, сандық құрамын анықтау үшін де

қолданылады. Технологиялық процесте Құрам  тұрақтылық  заңын қолдану арқылы бастапқы реагенттерді ысырапсыз қолданады және өнімді ластанудан қорғайды.

Қосылыстар

              Дальтонидтер                    Бертоллидтер

            CH4, PCl3, H2S                          CuZn3, CuZn,W2C, WC

   Мысалдар:

   NaCl   v(Na) : v(Cl)=1:1               m(Na):m(Cl)=23:35,5

   2Na+Cl2=2NaCl                             2Na+2HCl—>2NaCl+H2

   Na2O+2HCl—>2NaCl+H2O        NaOH+HCl—>NaCl+H2O

3.      Эквиваленттер заңы

Эквиваленттер заңы-химиялық заңдардың ең бір негізгісі .Олар химиялық элементтер бір-бірімен өздерінің химиялық эквиваленттеріне сай ,белгілі сандық қатынаста әрекеттесетінін белгілейді.Эквивалент дегеніміз  бағалары тең деген сөз. (И. Рихтер 1791 ж)

Эквивалент деп берілген қышқылдық негіздік реакцияда сутектің 1 катионына ,немесе берілген тотығу-тотықсыздану реакциясында 1 электронға сәйкес шартты немесе нақты бөлшекті айтады.Зттың эквивалентінің 1 моль мөлшерінің массасын оның эквивалентінің молярлық массасы деп атайды.оның өлшем бірлігі-г/моль.

      “ Эквивалентті ” дегеніміз “тең құнды”  “тең бағалы”  дегеніміз.

Элемент эквиваленті деп оның моль сутегі атомдарына тең құнды болған (эквивалент болған ) мөлшерін айтамыз.

НСl              Н2О                         NH3                                 СH4

Эcl = 1моль    Эо=1/2 моль      ЭN=1/3 моль       Эс=1/4 моль

Эквивалент  моляр массасы (г/моль). Эквивалент көлем (көлем бірлігі).Эквиваленттік факторы.

     Әсерлесуші заттар массаларының бір-біріне қатынасын олардың эквиваленттерінің моляр массаларының қатынасындай қабылдаса болады.

                               m1    =    Мэ (1)

                               m2         Мэ (2)

m1, және m2 -әсерлесуші заттар массалары, Мэ (1) және Мэ (2) олардың эквиваленттерінің моляр массалары.

      Мысалдар:

     m(1):m(2)=mэкв(1):mэкв(2)    2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O

      v ,моль              2                1              1                2

     Мr                      40              98           142            18

     M,г/моль          40              98           142            18

   m,г                     80              98           142            36

    m(NaOH):m(H2SO4)=mэкв(NaOH):mэкв(H2SO4)

    mэкв(NaOH)=40г

4.      Авогадро заңы

Авогадро заңы. (А. Авогадро ,1811ж.). Бірдей температура мен қысымда әртүрлі газдардың бірдей көлемдеріндегі молекулалар саны бірдей болады.

Бұл заң ғылымға молекула заттардың кіші бөлшегі туралы қағида енгізді. Сонымен қатар атом элементтің ең кіші бөлшегі ретінде көзқарас та сақталды. Авогадро газ тәрізді жай заттардың молекулалары екі атомнан тұрады деп көрсетті.

Авогадро заңынан мынадай салдар шығады: бірдей жағдайда әртүрлі газдардың бірдей молекулалары бірдей көлем алады.

Әртүрлі газдар молекулалары мөлшерлерінің бір – бірінен үлкен айырмасы бола тұрса да (мысалы, Н2 мен С5Н12) бірдей сандары неге бірдей көлем алады? Оның себебі қалыпты температура мен қысымда газдар молекулаларының арақашықтығы молекулалар мөлшерінен бірнеше есе үлкен болады. Сондықтан газдар көлемі бірдей жағдайда молекулалар мөлшеріне емес, олардың арақашықтығына ғана байланысты болады. Газдар қысымын арттырып, температурасын өте төмендеткенде олардың молекулалары бір – біріне шегіне жете жақындасады. Мұндай жағдайларда газдар сұйық немесе қатты күйге айналуы мүмкін. Бұл сұйық немесе қатты заттардың көлемдері молекулалардың өздерінің алатын көлемдеріне байланысты болады.

Авогадро заңынан келесі өте маңызды салдар шығады: барлық заттардың моліндегі молекулалар саны бірдей, олай болса әртүрлі газдардың моліндегі молекулалар саны бірдей болғандықтан олар бірдей жағдайда бірдей көлем алады.

Мысалы, әртүрлі газдардың қалыпты жағдайда алатын көлемін есептейік. Тәжірибе бойынша қалыпты жағдайда 1 л сутектің массасы 0,09 г, 1 л оттектің массасы 1,43 г, 1 л азоттың массасы 1,25 г. Газдардың әрқайсысының молінің массасын бір литр массасына бөліп, қалыпты жағдайда олардың бірдей көлем алатынын табамыз:

Vн2 = 2 г / моль / 0,09 г / л = 22,4 л / моль

Vо2 = 32 г / моль / 1,43 г / л = 22,4 л / моль

VN2= 28 г / моль / 1,25 г / л = 22,4 л / моль

Сонымен кез – келген газ молі қалыпты жағдайда 22,4 л көлем алады. Бұл көлемді газдардың молдік көлемі деп атйды, оның есеп шығаруда маңызы зор.

5.     Еселік қатынас заңы

Еселік қатынас заңы — химияның негізгі заңдарының (стехиометрия заңдарының) бірі. Бұл заң бойынша екі элемент бір-бірімен бірнеше молекулалық қосылыс түзетін болса, онда бір элементтің екінші бір элементтің масса бірлігіне келетін массаларының қатынастары бүтін сандардың қатынасындай болады. Ал құрылымы молекула емес қосылыстар үшін олардың құрамына кіретін элементтердің бірінің екінші элементтің белгілі бір массалық бөлігіне келетін мөлшерінің өзара қатынасы бөлшек сандар қатынасындай болуы мүмкін. Соңғы кездері құрам тұрақтылық заңына бағынбайтын көптеген стехиометриялық емес қосылыстар белгілі болды.

Мысалы, титанның құрамы алу жолына тәуелді болатын TіO0,58—1,33, TіO1,45—1,56 және TіO1,9—2,0 формулаларымен сипатталатын оксидтерінде eселік қатынас заңы сақталмайды. Тіпті құрамы молек. қосылыстар үшін де eселік қатынас заңы орындалмайды. Мысалы, азот қосылыстарындағы оттектің белгілі бір массасына келетін азот массасының қатынасы бүтін сандардың қатынасындай болмайды. Сол сияқты, көміртектің оксидтерінде де eселік қатынас заңы тек бір жақты орындалады. Дегенмен, eселік қатынас заңының тұжырымдалуы атом түсінігінің қалыптасуында үлкен рөл атқарды. Еселік қатынас заңын 1803 жылы ағылшын ғалымы Дж. Дальтон ашты.

Мысалдар:

№          қосылыстар      m(M)      m(O)

1                     N2O                   28           16

2                     N2O3                 28           48

3                     N2O5                 28            80

m(N)=const          m(N)=28

m1(O) : m2(O) : m3(O)=16:48:80

m1(O) : m2(O) : m3(O)= 1 : 3 : 5

6. Газдардың көлемдік қатынас заңы

Реакцияға қатысқан және оның нәтижесінде түзілген газдардың көлемдерін зерттей келіп, француз ғалымы Гей – Люссак газдардың көлемдік қатынас заңын ашты.

Реакцияға қатынасқан газдардың көлемдерінің өзара қатынасы және реакция нәтижесінде түзілген газдардың көлемдеріне қатынасы кіші бүтін сандардың қатынасындай болады. Мысалы, екі көлем сутегі бір көлем оттегімен әрекеттескенде екі көлем су буы түзіледі. Бұл сандар реакция теңдеуіндегі стехиометриялық коэффициенттермен сәйкес. Өнеркәсіпте қолданылатын газ анализі әдісі осы заңға негізделген.

              Реакцияға түскен және шыққан заттар газ күйінде болатын үрдістердің теңдеулерін жазып көрелік:

2СО + O2 = 2СO2

Теңдеуде берілген заттардың зат мөлшерін жазсақ, ол 2:1:2 қатынасындай болатынын көреміз. Енді осы газдардың қалыпты жағдайда көлемдерінің қатынастарын алсақ:

V(CO) : V(O2): V(СO2) = 44,8 : 22,4 : 44,8 = 2:1:2.

Сонда 2СО+ O2 = 2СO2

Осы мәліметтерге қарасақ, заттардың көлемдерінің қатынастары теңдеудегі газдардың формулаларының алдындағы коэффициенттерінің қатынасындай болады екен.

Реакцияласушы және реакциядан шығатын газдардың көлемдерінің қатынасы (бірдей жағдайда өлшенген) кішкене бүтін сандар қатынасындай болады. Бұл заңды Гей-Люссак ашқан.

Мысалы, N2 + 3H2 = 2NH3

v, моль 1 3 2

V, л 22,4 22,4 22,4

V(N2):V(H2): V(NH3) = 22,4 : 67,2 : 44,8 = 1:3:2.

Бұл заңнан шығатын қорытынды: есеп шығарған кезде көлемдер қатынасы үшін газдардың формулаларының алдындағы коэффициенттер қатынасын алуға да болады