7Закон Авогадро (1811 р.) у рівних об`ємах різних газів при однакових температурі та тиску міститься однакова кількість молекул . Закон Авогадро та висновки з нього

1 моль газу за Н.У. Vm ≈ 22,4 л/моль

Висновки

1 моль речовини N_A = 6,02 10²³ ст. од. [моль^-1]

Відносна густина m₁/m₂ =Д; Д_Н2= М/2; Д_пов=М/29

Якщо в рівних об`ємах всіх газів знаходиться однакова кількість молекул, то молекулярна вага (m) любого газу повинна бути пропорційна його густині: m = k× d (де d – густина, k – деякий коефіціент пропорційності). Дійсно, якщо в літрі якогось газу з «важкими» молекулами і в літрі іншого газу з «легкими» молекулами – цих молекул однакова кількість, то 1 л першого газу повинен важити більше, тобто для нього значення густини в г/л буде вище. Якщо молекулярну вагу газу ми замінимо його молярною масою М, то отримаємо М (г/моль) = k× d (г/л). Тут розмірність коефіціенту k повинна бути (л/моль). Наприклад, для кисню: k = M:d = (32 г/моль:1,427 г/л) = 22,4 л/моль Іншими словами, k – не просто коефіцієнт пропорційності: він вказує скільки літрів займає 1 моль любого газу. Приклад: Визначити густину вуглекислого газу за воднем.

Д_Н2 = М_СО2/2 = 44/2 = 22.

8. Рівняння Менделєєва – Клапейрона

Рівняння Менделеєва–Клапейрона

P x V = nRT, n = m/M, то РV = (m/M) x RT, де R – універсальна газова стала (R = 8,31Дж моль^-1 К^-1 = 0,083 л атм К^-1 моль^-1; Т – температура, К; Т = 273,15 + t с

У випадку, коли температура і тиск газу відрізняються від нормальних, молярну массу обчислюють за рівнянням ідеального газу - рівнянням Менделєєва – Клапейрона.

9

Закон збереження маси речовини. М.В.Ломоносов, 1748 р.

Маса речовини, що вступила в хімічну реакцію, дорівнює масі речовини, що утворилася внаслідок реакції. m_вих = m_прод m₁ = m₂

. Закон збереження маси речовини

Приклад: 4 Al + 3 O₂ = 2 Al₂O₃ 4 ^. 27 + 3 ^. 32 = 2 ^. 102 (204 = 204)

1

Закон сталості складу. Ж. Пруст, 1801 р.

Яким би способом не було одержано речовину, вона має однаковий якісний і кількісний склад

0. Закон сталості складу

Приклад: Вуглекислий газ можна отримати різними методами, але він має завжди однаковий склад – СО₂:

1 . С + О₂ = СО₂ 3. СаCO₃ + 2 HCl = CaCl₂ + CO₂ + H₂O 2. CaCO₃ CaO + CO₂ 4. CH₄ + 2 O₂ CO₂ + 2 H₂O

1

Якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук, то вагові кількості одного з елементів, які припадають у цих сполуках на одну й ту саму кількість іншого, відносяться між собою як прості цілі числа

Закон кратних спів-відношень

1. Закони кратних та об`ємних співвідношень

Закон об`ємних спів-відношень. Гей-Люсак, 1808 р.

При незмінних умовах об`єми газів, що вступають в реакцію, відносяться один до одного і до об`ємів газоподібних продуктів реакції як невеликі цілі числа

Приклад: СО: С : О = 12 : 16 = 3 : 4; СО₂: С : О = 12 : 32 = 4 : 8 = 1 : 2

Приклад: С₃Н₈ + 5 О₂ 3 СО₂+ 4 Н₂О (1 : 5 = 3 : 4)

12. Закон еквівалентів - Елементи взаємодіють один з одним у вагових кількостях, пропорційних їх еквівалентам

Для характеристики масової кількості речовини, що вступає в реакцію з іншою речовиною без залишку, було введено поняття „еквівалент”, що означає „рівноцінний”. Еквівалентом називається вагова кількість елементу, яка з`єднується з 1 молем атомів водню або заміщує ту ж кількість атомів водню в хімічних реакціях. Масу одного еквівалента елементу називають його еквівалентною масою, наприклад:

Сполуки	HCl	H2S	NH3	CH4
Еквівалент	1 моль	½ моля	1/3 моля	¼ моля
Еквівалентна маса	34,45 г/моль	(32/2)=16г/моль	(14/3)=4,67г/моль	(12/4)=3г/моль

Математичний вираз закону: ( m₁ / m₂ ) = ( Е₁ / Е₂) або (V₁ / V₂ ) = ( Е₁ / Е₂)