Сторінка
2

Основні поняття і закони хімії

Питання про сталість складу речовин стало предметом се­мирічної полеміки між Ж. Прустом і К. Бертолле. Унаслідок ретельної експериментальної перевірки погляди Ж. Пруста на той час взяли гору. Висловлене ним положення у 1808 р. було визнане як закон сталості складу.

Насправді ж справедливі погляди обох учених. Це довів російський хімік академік М. С. Курнаков, який на початку XX ст. сформулював уявлення про речовини сталого складу — Дальтоніди і змінного складу — бертоліди.

Отже, закон сталості складу не є справедливим для всіх речовин. Свого часу він відіграв важливу роль, сприяв укріп­ленню атомно-молекулярного вчення в хімії, оскільки дав змо­гу розглядати хімічну сполуку як речовину, що складається з певних молекул і тому має сталий склад. У той час (до початку ХХ ст.) вважали, що всі речовини складаються з молекул.

Нині висловлене Ж. Прустом положення законом не вважа­ють. Зараз відомо, що багато речовин мають немолекулярну будову, їхній склад змінюється у певних межах залежно від умов добування. Крім того, навіть деякі речовини молекуляр­ної будови, наприклад полімери, не мають сталого складу.

Закон об'ємних відношень. Відомо, що маса речовин під час хімічних реакцій зберігається незмінною. На відміну від маси об'єм реагентів може суттєво змінюватись. Це відбу­вається тоді, коли в реакції беруть участь газоподібні речовини або утворюються газоподібні продукти реакції.

Вимірюючи об'єми газів, що вступають у реакцію та утво­рюються внаслідок неї, французький учений Ж. Гей-Люссак у 1808 р. сформулював закон об'ємних відношень, відомий як «хімічний» закон Гей-Люссака:

Об'єми газів, що вступають у реакцію, відно­сяться один до одного і до об'ємів добутих га­зоподібних продуктів як невеликі цілі числа.

При цьому вважається, що всі об'єми газів зведено до одна­кових температури і тиску. Наприклад, під час синтезу хлоро­водню з водню і хлору

Н2(г) + Сl2(г) = 2НСl(г)

співвідношення об'ємів газів таке:

V(Н2) : V(С12): V(НС1) =1:1:2,

тобто 1 л водню сполучається з 1 л хлору, утворюючи 2 л хлороводню. Отже, у рівняннях хімічних реакцій коефіцієнти перед 11 формулами газоподібних речовин відповідають їхнім об'ємам.

Закон Авогадро. Виявлену Ж. Гей-Люссаком закономір­ність пояснює закон, відкритий у 1811 р. італійським ученим Амедео Авогадро.

В однакових об'ємах різних газів за одна­кових умов (температури та тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший наслідок:

Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм.

За нормальних умов (н. у.) (тиск в 1 атм (101325 Па) і температура 273,15 К або 0 °С) об'єм 1 моль будь-якого газу дорівнює 22,4 л. Стала Ут - 22,4 л/моль називається молярним об'ємом газу за нормальних умов.

За будь-яких умов

Молярний об'єм газу — це величина, що дорів­нює відношенню об'єму газу за даних умов до кількості речовини цього газу

де Vm — молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль); V— об'єм газу за даних (будь-яких) умов, м3 (л); n — кількість речовини газу, моль.

За стандартних умов (тиск 1 атм (101325 Па) і температури 298,15 К або 25 °С) молярний об'єм газу дорівнює не 22,4, а 24,4 л/моль.

Молярний об'єм газу Vm можна обчислити також, знаючи молярну масу газу М та його густину.

Молярний об'єм газу — це величина, що до­рівнює відношенню молярної маси газу до його густини

де Vm — молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль); М— молярна маса газу, кг/моль (г/моль); р — густина газу, кг/м (г/л).

Другий наслідок: маса одного і того самого об'єму газу тим більша, чим більша маса його молекул. Якщо в одна­кових об'ємах газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул, то, очевидно, що

відношення мас однакових об'ємів газів за од­накових умов дорівнює відношенню їхніх моляр­них мас

де m1 — маса певного об'єму першого газу; m2 — маса такого самого об'єму другого газу; М1 і М2 — молярні маси відпо­відно першого і другого газів.

Відношення маси певного об'єму одного газу до маси такого самого об'єму іншого газу (взя­того за тих самих умов) називається відносною густиною першого газу за другим.

Отже, можна твердити, що густини різних газів, узятих за однакових умов, пропорційні їхнім молярним масам

Крім відомої вам так званої короткої форми зображення періодичної системи, використовується ще й «довга» форма, також запропонована самим Менделєєвим. Взагалі існує бага­то варіантів зображення періодичної системи і не тільки у вигляді таблиці. Але з табличних варіантів у наш час найбільш поширеними є коротка і довга форми. Вони взаємно допов­нюють одна одну і в цілому ідентичні. Проте останнім часом довга форма набуває більшої популярності, оскільки яскра­віше узгоджується з будовою атомів хімічних елементів.

У довгій формі (див. вклейку) великі періоди, так само як і малі, займають лише одну горизонталь, на два ряди не по­діляються. Ліворуч розміщуються s-елементи, в атомах яких заповнюються s-орбіталі; праворуч —p-елементи, в атомах яких заповнюються p-орбіталі. У s- і p-елементів заповнюється зовнішній електронний шар. У середній частині великих періо­дів розміщуються так звані перехідні елементи, в атомах яких заповнюються d-орбіталі передзовнішнього шару. Родини лан­таноїдів та актиноїдів — це f-елементи. В їхніх атомах запов­нюється третій ззовні шар. Ці родини, як правило, виносять за межі таблиці, як у короткій, так і у довгій формі. Відмінність у послідовності заповнення електронних шарів (зовнішніх і роз­міщених глибше) пояснює причину різної довжини періодів.

Довга форма періодичної системи включає 16 груп—8 головних і 8 побічних (підгруп немає), що позначаються літе­рами А і Б. Розташування у групах 5- і p-елементів визна­чається загальною кількістю електронів зовнішнього шару, а d-елементів — загальною кількістю s-електронів зовнішнього і d-електронів передзовнішнього шарів. Періодична повто­рюваність будови зовнішніх електронних оболонок атомів є причиною періодичної зміни властивостей хімічних елементів. У цьому полягає фізична суть періодичного закону, яка не залежить від форми подання періодичної системи елементів.

Відкриття наприкінці XIX ст. електрона, радіоактивності, складності будови атома, елементарних частинок призвело до того, що багато які положення класичного атомно-молекуляр­ного вчення довелося переглянути. Так, ще сам Д. І. Менделєєв говорив про атом тільки як про хімічно неподільну частинку.