1. Молекулярная,атомнаямасса. Стехиометрические законы химии.

Атомная масса – это масса химического элемента, выраженная в атомных единицах массы (а. е.м.). За 1 а. е.м. принята 1/12 часть массы изотопа углерода с атомным весом 12. 1а.е.м.=1,6605655·10-27 кг. Атомная масса складывается из масс всех протонов и нейтронов в данном атоме.

Mr – относительная молекулярная масса – частное от деления массы молекулы соединения на ¹/₁₂ абсолютной массы атома изотопа углерода-12, равна сумме относительных атомных масс всех атомов, составляющих молекулу соединения.

1) Закон сохранения массы веществ: (М.В.Ломоносов, 1748г): масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2) Закон постоянства состава: (Пруст, 1808г) – всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Например: Na₂SO₄

3) Закон кратных отношений (Джон Дальтон, 1803 г.): :

Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся как небольшие целые числа.

4) Закон простых объемных отношений, или «химический» закон (Гей-Люссак, 1808) – объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа. Эти числа совпадают со стехиометрическими числами в уравнении реакции. Например:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

6. Закон Авогадро: (Авогадро, 1811г.) – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуры и давлении) содержится одинаковое число молекул.

2. Эквиваленты.

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Химический эквивалент не является постоянной величиной, он зависит от валентности элемента

5) Закон эквивалентов: (В. Рихтер, 1793 г.) – вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентам.

Значение эквивалентной массы элемента определяется по уравнению:

Э=А/В, (1) где

Э - эквивалентная масса элемента;

А - атомная масса элемента;

В - валентность элемента в данном соединении.

Например, Э_Al в Аl₂О₃ равен 27/3=9 г/моль; Э_Ca в СаSO₄ равен 40,08/2=20,04 г /моль.

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

Эквивалентную массу вещества вычисляют из его молярной массы:

, где

М - молярная масса.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое отдаёт молекула кислоты, реагируя с основанием.

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединённых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой.

Подобно эквивалентной массе элемента, эквивалентная масса сложного вещества может иметь несколько значений в зависимости от реакции, в которой участвуют вещества.

Например, в реакции:

H₃PO₄ + NaOH  NaH₂PO₄ + H₂O.

Эквивалентная масса кислоты равна её мольной массе:

Э(H₃PO₄) = М / 1 = 98 г / моль.

В реакции

H₃PO₄ + 2NaОН  Na₂HPO₄ + 2H₂O

Э(H₃PO₄) = М / 2 = 49 г / моль.

В реакции

H₃PO₄ + 3NaОН  Nа₃РO₄ + ЗН₂О

Э(H₃PO₄) = M / 3 = 32.7 г / моль.

Эквивалентный объем водорода при н.у. равен 11,2 л(кислорода – 5.6)

3.

4. Газовые законы и их характеристика

З акон Бойля–Мариотта: при постоянной температурe, давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа

Закон Гей-Люссака: при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре

Закон Шарля: при постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре.

О бъединенный закон Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и Шарля:

Уравнение Клапейрона-Менделеева:

Закон парциальных давлений Дальтона:

Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов, составляющих эту смесь: _n

Р(общ)=Σ(Р_i)

ⁱ⁼¹