1. Закон сохранения массы вещества. Применяя количественные методы исследования химических реакций, М. В. Ломоносов установил, что при химических превращениях общий вес вещества остается неизменным. На основании своих опытов он сформулировал закон сохранения массы веществ:

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

С точки зрения атомно-молекулярной теории закон сохранения массы веществ объясняется тем, что при химических реакциях общее количество атомов не изменяется, а происходит только их перегруппировка. А так как атомы имеют постоянную массу, то это и приводит к закону сохранения массы веществ.

Закон сохранения массы веществ при химических реакциях Ломоносов рассматривал как одно из проявлений всеобщего закона сохранения материн и движения.

Достижения современной физики подтвердили взгляды Ломоносова на то, что закон сохранения массы веществ является частным случаем более общего закона сохранения материи. Только материя в любых процессах сохраняется, а масса, которая является лишь одной из характеристик материи, может переходить в другую ее форму — энергию. Математически этот закон выражается известным уравнением Эйнштейнаimage67

Закон Эйнштейна подробно, изучался вами в курсе физики. Он имеет большое значение при изучении радиоактивных превращений.

2. Закон постоянства состава. Закон сохранения

массы веществ послужил основой для изучения количественного состава различных веществ, и к началу XIX в. накопился уже большой экспериментальный материал, обобщив который французский ученый Ж. Л. Пруст сформулировал закон постоянства состава:

Независимо от способа получения данного соединения весовой состав его всегда один и тот же.

Закон постоянства состава находится в полном соответствии с атомно-молекулярным учением. Действительно, любое вещество состоит из молекул, а каждая молекула — из определенного количества атомов. Атомы имеют постоянную массу, следовательно, весовой состав вещества остается всегда постоянным.

3. Закон эквивалентов. К концу XVIII в. на основе изучения опытных данных было замечено, что элементы взаимодействуют друг с другом в строго определенных весовых отношениях. Так, с 1,008 весовыми частями (в. ч.) водорода соединяются 8 в. ч. кислорода, или 16 в. ч. серы, или 35,5 в. ч. хлора и т. д. Эти весовые Количества эквивалентны (равноценны) между собой. Понятие о соединительных весах элементов — их эквивалентах— впервые было введено Дальтоном.

Эквивалентом элемента называется число, которое показывает, сколько весовых частей элемента соединяется с 8 весовыми частями кислорода или с 1 весовой частью водорода, или замещает (непосредственно или косвенно) те же количества водорода и кислорода в, их соединениях при химических превращениях.

Закон эквивалентов формулируется таким образом:

Элементы соединяются между собой и замещают друг друга в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Закон эквивалентов можно записать

image68 гдеimage69— массы взаимодействующих элементовimage70—эквиваленты элементов А и В.

Этим уравнением, выражающим закон эквивалентов в математическом виде, очень удобно пользоваться при решении различных задач.

Из закона эквивалентов непосредственно вытекает, что

1) число 8 для кислорода и число 1 для водорода являются эквивалентами этих элементов, т. е.image71 image72

2) эквивалент элемента можно определить по составу его соединения с другим элементом, эквивалент которого известен.

Если элемент образует несколько соединений с другим элементом, то эквивалент его, очевидно, будет иметь различные значения в зависимости от того, из какого соединения он был вычислен. Но все эти различные значения эквивалента будут относиться друг к другу как небольшие целые числа. Когда два элемента образуют несколько различных соединений друг с другом, массы одного элемента, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа (закон кратных отношений -подробнее см. далее).

Закон эквивалентов находится в полном соответствии с атомно-молекулярной теорией. При химических реакциях атомы одного элемента соединяются с определенным числом атомов другого элемента, а поскольку атом каждого элемента характеризуется постоянной массой, то количества вступающих в реакцию элементов также вполне определенны и равноценны между собой (эквивалентны).

Важнейшей характеристикой химического элемента является его валентность — свойство атомов данного элемента присоединять определенное число атомов другого элемента (подробно см. § 2, гл. III).

Между эквивалентом Э, атомной массой А и валентностью В элемента существует зависимостьimage73 т. е. эквивалент элемента можно рассчитать, разделив атомную массу элемента на его валентность.

Понятие об эквиваленте распространяется и на сложные вещества (подробно см. § 4, гл. VI). Заметим, что в этом случае закон эквивалентов для веществ можно сформулировать так:

Химические вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Математическое выражение этого закона останется в прежней форме , только в этом случае—» массы взаимодействующих веществimage74

эквиваленты этих веществ.image75

4. Закон кратных отношений определяет, что если два элемента образуют несколько соединений, то массы одного из элементов в разных соединениях относятся между собой как целые числа.

Способность элементов вступать в соединения лишь определенными «порциями» свидетельствует об атомно-молекулярном строении вещества. Например, азот и кислород дают пять окислов:image76 image77

Количества кислорода в них, приходящиеся на одно и то же количество азота, относятся как целые .числа — 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Это объясняется тем, что одинаковое число атомов азота в молекулах разных окислов связано с различным числом атомов кислорода.

Таким образом, после прочтения настоящей главы мы убедились, что к концу 60-х годов прошлого века было неоспоримо доказано существование атомов и молекул, была разработана стройная теория атомно-молекулярного учения, на которой базировалась вся физика и химия того времени. Мы познакомились пока лишь с основными понятиями и некоторыми из основных законов химии. Подчеркнем еще раз, что атомно-молекулярное учение базировалось на представлениях о том, что атом неделим. Вследствие этого атомно-молекулярная теория оказалась не в состоянии объяснить ряд экспериментальных фактов конца XIX и начала XX в., показавших, что атомы «делимы», т. е. состоят из каких-то более мелких частиц. Более того, на основании только атомно-молекулярного учения трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому

закон Авогадро и ряд других законов и понятий мы рассмотрим далее (см. гл. IV), когда познакомимся подробнее с современными представлениями о молекуле, веществе и т. д.