2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).

Закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего естественного закона сохранения материи и движения , Впервые этот закон сформулировал М.В. Ломоносов в 1748 г.

Закон сохранения массы веществ: Масса веществ вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы- закона сохранения энергии. Его можно сформулировать так: энергия никуда не исчезает и ниоткуда не берется, а только превращается из одного вида в другой.

Закон постоянства состава.

Французский ученый Ж.Пруст в 1808 г. Сформулировал закон постоянства состава:

Каждое чистое вещество имеет качественный постоянный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества.

Закон кратных отношений ( Дж. Дальтон, 1803 г.)

Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа.

СО, СО_2. N₂О, N₂О₃, NО₂

W = А_r /М_r 100%

Закон Эквивалентов (Рихтер 1801 г)

Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества *.

законом эквивалентов.

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. m₁ / m₂= Э₁/Э₂

Э = А/В простого вещества Э_са=40/2=20

Э_оксида = М / n В n – число атомов элемента Э(Nа₂О)= 23^.2+16/ 1^.2=31

В - валентность элемента

Э_{основания} = М / кислотность – число гидроксильных групп Э (Са(ОН)₂)= 40+(16+1)^.2/ 2=37

Э_{кислоты} = М / основность – число атомов водорода Э (Н₂SО₄ )= 1^.2+32+16^.4 / 2=49

Э_соли = М / n В n – число атомов металла. Э (Nа₂ SО₄)= 23^.2+32+16^.4 / 1^.2=71

3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.

Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1805 г)

Объемы участвующих в реакции газов относятся между собой и к образующимся газообразным продуктам реакции как небольшие целые числа.

1). При Р= соnst V₁/T₁ = V₂/T₂ или V/T = соnst (изобарический процесс)

2).При Т= соnst Р₁ V₁=Р₂V₂ или РV =соnst – закон Бойля-Мариотта (изотермический процесс)

3) при V =соnst Р₁/Т₁= Р₂/Т₂ или Р/Т=соnst – закон Шарля (изохорический процесс)

На основании трех частных законов выводится объединенный газовый закон Р₁ V₁/Т₁ = Р₂ V₂/Т₂ или

Р V/Т =соnst.

Уравнение Менделеева-Клайперона учитывает количество газа:

Р V/Т = nRТ или Р V = m/М RT, где

Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м³; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)

Закон Авогадро (1811 г)

В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

1.Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

2. 1 моль любого газа при н.у. занимает объем, равный 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа при н.у.

Молярный объем V_М есть отношение измеренного при н.у. к количеству вещества : V_М = V/ n л/моль

Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду. М = 2Д_Н2

отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа называется плотностью первого газа по второму. Д = М₁/М₂

Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху: М= 29Д_возд.

Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м³; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)