Химические законы

Закон периодичности 

Периодическая система химических элементов была разработана на основе закона периодичности, сформулированного Дмитрием Менделеевым в конце XIX века. Согласно текущим предположениям, «свойства химических элементов, упорядоченных по возрастанию атомного номера, периодически повторяются». Расположение элементов в периодической системе позволяет быстро интерпретировать такие взаимосвязи, как:

1. номер валентной оболочки, так как он равен номеру периода,
2. число электронных оболочек, занимаемых электронами, так как оно равно номеру периода,
3. число валентных электронов, так как оно равно номеру группы 1–2 или уменьшается на 10 для групп 13–18.

Кроме того, существует ряд свойств, которые также могут подсказать положение элемента для блоков s и p:

1. по мере увеличения атомного числа в группе возрастает: атомный радиус, металлический характер, активность металла;
2. с увеличением атомного числа в группе уменьшаются: электроотрицательность, сродство к электрону, энергия ионизации, активность неметаллов;
3. по мере увеличения атомного числа в периоде возрастает: электроотрицательность, сродство к электрону, энергия ионизации, активность неметаллов;
4. с увеличением атомного числа в периоде уменьшаются: атомный радиус (кроме инертных газов), активность металлов, металлический характер.

Закон сохранения массы 

Первый основной закон, с которого обычно начинают изучение химических реакций — это закон сохранения массы. Во второй половине XVIII века Михаил Ломоносов и Антуан Лавуазье, независимо друг от друга, сформулировали утверждение о том, что общая масса реагирующих веществ в ходе химической реакции не меняется. Точнее, в закрытой системе общая масса всех субстратов должна быть равна общей массе всех возникших продуктов реакции. Сохранение массы обусловлено постоянным количеством атомов определенных элементов, которые имеют одинаковую массу независимо от того, в какой форме они находятся. Каждый атом, присутствующий в реагирующем веществе, имеет тот же вес, что и атом, присутствующий в продуктах, и его количество также сохраняется. Следовательно, возникает необходимость обеспечения баланса уравнений реакций. В самом кратком виде закон сохранения массы можно записать уравнением:

масса субстратов = масса продуктов

Это особенно полезное уравнение, благодаря которому, зная ход реакции, можно определить массы участвующих в ней соединений. Если мы знаем стехиометрию реакции, мы также можем рассчитать, например, массу продукта, образующегося из конкретного количества субстрата, или наоборот. Зная, сколько продукта необходимо получить, можно рассчитать количество субстратов, необходимых для реакции.

Закон постоянства состава 

Другим важным ориентиром является закон постоянства состава, иначе известный как закон Пруста. В 1779 году Жозеф Пруст сформулировал соотношение, которое гласит: «Каждое соединение имеет постоянный и неизменный количественный состав, а это означает, что весовое соотношение элементов, составляющих данное соединение, всегда постоянно и одинаково». Это означает, что каждая известная молекула состоит из определенного количества атомов. Их масса постоянна и не изменяется в результате химических реакций. Отсюда утверждение, что независимо от способа получения химического соединения, весовые соотношения атомов в молекуле всегда будут одинаковыми. Например, молекула воды с формулой H₂O всегда будет иметь весовое соотношение элементов 1:8, а молекула метана с формулой CH₄ 1:0,333. Если соотношение масс нарушено одним из реагентов, то избыток элемента не прореагирует.

Закон постоянных кратных отношений 

Закон постоянных кратных отношений, открытый Джоном Дальтоном в начале 19 века, формулируется следующим образом: «Если два элемента образуют друг с другом два или более соединений, то весовые количества одного из них, соединяющиеся в этих соединениях с таким же весовым количеством другого элемента, относятся друг к другу как простые натуральные числа». Это означает, что химические формулы химических соединений не должны содержать неполных чисел. Если, как в случае с оксидами азота, на один атом азота приходится 0,5; 1; 1,5; 2; 2,5 атомов кислорода, то, чтобы определить постоянное число весовых единиц, выполняют умножение на два, поочередно получая формулы: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

Закон Авогадро 

Важным в химических расчетах является закон Авогадро. Он представляет собой предположение, что молярные количества любого вещества в газообразном состоянии занимают равные объемы при одинаковых физических условиях. Наиболее часто применяемые в расчетах значения предполагают, что при нормальных условиях, т. е. температуре 273 К и давлении 1013 гПа, один моль любого газа занимает объем 22,4 дм³. Это значение обычно называют молярным объемом. Кроме того, для молекул предполагается другое число: «в равных объемах различных газов при одинаковых условиях температуры и давления находится одинаковое количество частиц». Предполагается, что 1 моль данного соединения содержит 6,022∙10²³ молекул при вышеупомянутых нормальных условиях.

Объемный закон Гей-Люссака 

Объемный закон Гей-Люссака, сформулированный в 1808 году Жозефом Гей-Люссаком, гласит, что при одинаковых условиях температуры и давления объемы веществ в газообразном состоянии, участвующих в рассматриваемой химической реакции, соотносятся друг с другом как простые натуральные числа. Это следствие, вытекающее из закона Авогадро. Если, например, в реакции участвуют равные объемы молекул водорода и хлора по 6,022∙10²³ каждый, то образуются две молекулы хлороводорода с числом молекул 2 6,022 10²³.

Правило от противного 

Правило Ле Шателье и Брауна, также известное как правило от противного, описывает поведение химической системы при нарушении состояния химического равновесия. Оказывается, что если внешний фактор воздействует на систему, находящуюся в химическом равновесии, то реакция системы будет стремиться минимизировать воздействие этого фактора. Реакция может быть нарушена изменением концентрации реагирующих веществ, температуры системы или же давления (реакции в газовой фазе). При оценке эффекта изменений применяются термины «равновесие смещается вправо», если образуется больше продуктов, и «равновесие смещается влево», если образуется больше субстратов.

1. Изменение количества реагентов — если мы увеличиваем концентрацию субстрата, равновесие смещается вправо, потому что система хочет уменьшить концентрацию добавленного вещества. Если, с другой стороны, мы увеличим концентрацию продукта, система будет стремиться уменьшить концентрацию продукта, и равновесие сместится влево.
2. Изменение давления или объема — помните, что давление обратно пропорционально объему, поэтому при увеличении объема давление уменьшается. Это относится только к реакциям, содержащим реагирующие вещества в газообразной форме.  Основой является определение того, сколько молей газа находится на стороне субстратов и продуктов. Если в продуктах содержится только один моль газа, а в субстратах — два моля газа, то субстраты будут оказывать большее давление. При увеличении объема или снижении давления равновесие такой системы смещается влево.
3. Изменение температуры — тепло можно рассматривать как один из реагентов. Следовательно, если мы рассматриваем экзотермическую реакцию, то при повышении температуры система будет стремиться к понижению температуры, смещая равновесие влево.