АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ

Следствия уравнения Энштейна

Из уравнения Эйнштейна для соотношения масс и энергий Е = m·c² следует, что в любом процессе, сопровождающемся выделением или поглощением энергии, будет происходить соответствующее изменение массы. Если тело нагревается, - его энергия возрастает, а масса увеличивается. При выделении тепла в ходе химической реакции масса продуктов химической реакции будет меньше массы исходных веществ. Однако из-за громадного значения величины c² (с = 2,997925·10⁸ м/с) тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, отвечают очень малые массы, лежащие вне пределов возможности измерений. Например, при образовании из водорода и хлора 36,461 г хлороводорода выделяется энергия, соответствующая массе около 10^-9 г. Поэтому можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией.

Поскольку для химических процессов изменением массы можно пренебречь, существуют два важных для химии следствия. Эти следствия исторически получили названия закона сохранения массы и закона сохранения энергии, однако, строго говоря, выполняются они приближенно. Для химических процессов они формулируются следующим образом.

Закон сохранения энергии - энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но отдельные ее виды могут переходить друг в друга по строго определенным эквивалентным соотношениям.

Так, если энергия химических связей в продуктах реакции больше, чем в реагентах, то освобожденная энергия выделяется в виде тепла, света, либо за счет нее произойдет работа (например, взрыв или движение поршня).

Практически это означает, что, если в ходе реакции энергия выделяется или поглощается, то запас энергии в продуктах реакции по сравнению с запасом ее в исходных веществах будет меньше или больше, соответственно. Запас энергии вещества в химии принято называть теплосодержанием, а выделяющуюся или поглощающуюся энергию - теплом. Благодаря закону сохранения энергии существует целая наука, изучающая вместе с другими явлениями тепловые эффекты химических реакций, называемая химической термодинамикой. В производстве на основе данного закона ведутся тепловые балансы.

С точки зрения атомно-молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после остается неизменным, то их общая масса также не изменяется.

На основании этого закона проводятся все расчеты по уравнениям химических реакций.

Закон постоянства состава

Это значит, что соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны. Закон всегда выполняется для газообразных и жидких веществ. Для вещества, находящегося в твердом состоянии, строго говоря, закон не справедлив. Это связано с тем, что в кристаллической структуре любого твердого вещества всегда, в той или иной мере, имеются пустоты, не заполненные атомами, примесные атомы других элементов и другие отклонения от идеальной структуры. На все это, наряду с температурой, давлением, концентрациями веществ, влияет очень большое число других факторов, связанных уже с технологией получения, выделения и очистки вещества. Так, в соединении висмута с таллием на единицу массы таллия может приходиться от 1,24 до 1,82 единиц массы висмута. В диоксиде титана TiO₂ на единицу массы титана может приходиться от 0,65 до 0,67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле TiO_1,9-2,0 Такая формула отражает границы состава вещества. Пределы, в которых может изменяться их состав, установлены для многих соединений. При изменении изотопного состава элемента меняется и массовый состав соединения. Например, обычная вода содержит 11% (масс.) водорода, а тяжелая - почти в два раза больше, 20%.

Закон кратных отношений

Так, углерод образует с кислородом два соединения. Одно из них - оксид углерода - содержит 42,88% (масс.) углерода и 57,12% (масс.) кислорода. Второе соединение - диоксид углерода - содержит 27,29% (масс.) углерода и 72,71% (масс.) кислорода. Подсчитаем массу кислорода, соединяющуюся с одним и тем же количеством углерода при образовании оксидов. Для этого разделим друг на друга величины, выражающие содержание кислорода и углерода в том и другом оксидах. Получим, что на одну единицу массы углерода в диоксиде углерода приходится ровно в 2 раза больше кислорода, чем в оксиде углерода (II).

Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является всеобщим и, строго говоря, также не справедлив для веществ в твердом состоянии. Например, титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются TiO_1,46-1,56 и TiO_1,9-2,0. Ясно, что в этом случае закон кратных отношений не соблюдается.

Закон объемных отношений

Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара. Эти числа совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. На этом законе основаны методы газового анализа, применяемого в промышленности.

Закон Авогадро

Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов например, таких, как водород, хлор, кислород, азот. Закон применим и для заряженных частиц в газовой фазе (электронов, ионов), если их концентрация невелика, а воздействием магнитных и электрических полей можно пренебречь.

Следствия из закона Авогадро

1. 1 моль любого идеального газа при одинаковых условиях (температуре и давлении) занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (н.у.):
   • t = 0^○C (T = 273K)
   • p = 101325 Па = 101,325 кПа = 1 атм = 760 мм.рт.ст.
   • молярный объем любого идеального газа равен 22,4 л/моль (22,4·10^-2 м³).
2. Плотности идеальных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) прямо пропорциональны их молярным массам:
   
   т. к. из закона Авогадро следует, что при одинаковых условиях (p и t) для любых идеальных газов отношение ν/V = const. Для газов вводят понятие относительной плотности одного газа по другому. D_A(X) - относительная плотность газа X по газу А:
   

Закон парциальных давлений

Все рассмотренные газовые законы - закон Дальтона, закон простых объемных отношений Гей-Люссака и закон Авогадро, - приближенные законы. Они строго соблюдаются при очень малых давлениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно больше их собственных размеров, и взаимодействие молекул друг с другом практически отсутствует. При обычных невысоких давлениях они соблюдаются приближенно, а при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от этих законов. Понижение температуры также увеличивает отклонения.

Закон эквивалентов

При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов: