Закон эквивалентов

Массы (объемы) взаимодействующих друг с другом или образующихся в результате реакции веществ, пропорциональны их эквивалентным массам (эквивалентным объемам):

или .

Определим эквивалентные массы гидросульфата калия в следующих реакциях:

KHSO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + KCl + HCl (1.3)

KHSO₄ + KOH = K₂SO₄ + H₂O (1.4)

В реакции (2.3) моль KHSO₄ взаимодействует с молем BaCl_2, а, в соответствии с законом эквивалентов, эквивалент KHSO₄ с эквивалентом BaCl_2. Эквивалентная масса BaCl₂ равна половине его молярной массы, следовательно, эквивалентная масса KHSO₄ также равна половине его молярной массы:

г/моль.

Аналогично получим, что в реакции (1.4)

г/моль.

Закон сохранения массы и энергии

(М.В.Ломоносов, Н.П.Лебедев, А.Энштейн, 1760, 1905 гг.).

В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

Эта формулировка учитывает, что между массой m и энергией Е существует взаимосвязь согласно уравнению Е = mc², где c – скорость света.

Закон постоянства состава

(Дж.Пруст, 1799 г.)

Каждое химическое соединение, независимо от способа его получения, имеет один и тот же количественный и качественный состав.

Например, вода независимо от характера ее образования и от физических условий всегда содержит два химических элемента – водород и кислород в строго определенном массовом соотношении (на 1 массовую часть водорода приходится 8 массовых частей кислорода): 2H₂O + O₂ = 2H₂O

Закон кратных отношений

(Дж.Дальтон, 1803 г.)

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, приходящиеся на одно и то же массовое количество другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Например, на 1 г азота в разных его оксидах приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28 и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Это отношение обусловлено числом атомов кислорода, которое приходится на каждые два атома азота в молекулах: N₂O, 2NO, N₂O₃, 2NO₂ ⇄ N₂O₄, N₂O₅.

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

Объемы вступающих в реакцию газов относятся между собой и к объемам газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Например, если реакция протекает в газовой фазе

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O,

то V(NH₃) : V(O₂) : V(N₂) : V(H₂O) = 4 : 3 : 2 : 6.

Законы идеальных газов

Параметры состояния газа:

P – давление, V – объем, T – температура, m – масса, R – универсальная газовая постоянная.

R = 8,314 Дж/(моль·К) = 62360 мл·мм.рт.ст./( моль·К) = 0,082 л·атм./( моль·К).

1 мм.рт.ст = 133,3 Па

Нормальные условия (н.у.):

P₀ = 1,013·10⁵ Па; T₀ = 273 К.

Объединенный газовый закон

или

Уравнение Менделеева-Клайперона

или

Закон Авогадро

В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (P и T) содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро

1). Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем, который называется молярным (V_М)

.

При н.у. V_М = 22,4 л/моль.

2). Массы одинаковых объемов двух газов относятся друг к другу как их молярные массы .

D – относительная плотность одного газа по другому.

3). Молярную массу газа можно определить по его плотности ρ (ρ = m/V):

М_газа = 22,4ρ.

Закон Дальтона

Общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений ее составных частей:

P_смеси = P₁ + P₂ + … + P_n,

где P₁, P₂ , … P_n - парциальные давления составных частей, P_смеси – общее давление смеси газов.

Парциальное давление газа – эта та часть общего давления газовой смеси, которая приходится на долю данного газа. Парциальное давление газа численно равно тому давлению, которое производил бы данный газ, если бы при тех же условиях занимал объем всей газовой смеси.

Средняя молярная масса смеси газов равна сумме произведений их объемных долей (φ) на их молярные массы:

Мср. = φ₁М₁ + φ₂М₂ + … + φ_nМ_n,

где . . . ;