1)Суть закона эквивалента: одним эквивалентом любого элемента соединяется один эквивалент другого элемента.

Эквивалентом элемнта называется такое его количество, кторое может при химических реакциях присоединеть или замещять 1 моль атомов водорода или ½ моль атомов кислорода.

Эквивалентность есть количество вещества и выражается в молях.

Эквивалент элемента равен 1/В моль, где В – валентность атомов элементов в соединении. Так как валентность элемента может быть переменной, то и величена эквивалента может быть переменной, а значит, остается постоянной в данном конкретном соединении. Так, в соединении CuO эквивлент меди равен ½ моль, а в соединении CuO2 – 1/1 моль. Железо проявляет в соединении валентность 2 и 3, и соответственно величины его эквивалентов: Э1=1/2 моль и Э2=1/3 моль

Масса одного эквивалента, выраженная в граммах, называется его эквивалентной массой(mЭ ) * mЭ равна произведению М*Э, где М – молярная масса атомов элемента, Э – его эквивалент, т. е. mЭ = М*Э, или (что то же):

Эквивалентом сложного вещества называется такое количество, которое взаимодействует с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалент кислоты равна 1/основность моль. Эквивалентная масса кислоты равна частному от деления молярной массы кислоты на её основность, или (что то же) произвдению молярной массы (М) на эквивалент.

Например, для фосфорной кислоты H3PO4:

М=98г/моль, э=1/3 моль, mЭ=М*Э=98*1/3= 32,7 г.

Эквивалент основания равен 1/кислотность моль. Эквивалентная масса основания равна частному от деления массы моля основания на его кислотность, или произведению молярной массы на эквивалент.

Эквивалент соли = 1/ общая валентность атомов металла в молекуле соли моль.

Эквивалентная массы соли равна частному от деления массы моля соли на общую валентность атомов металла в молекуле соли, или произведению молярной массы соли на эквивалент.

Закон эквивалентов:

- все вещества реагируют и образуются в эквивалентных отношениях.

-формула, выражающая Закон эквивалентов: m1Э2=m2Э1

2) Закон Авогадро. Открыт в 1811 г. Итальянским физиком а.Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

При нормальных условиях (температура 0оС=273,15К и давление 1 атм =760 мм рт.ст.= 101325 Па=101,325кПа) один моль любого газа содержит 6,022045.1023 =6,02.1023 молекул (постоянная Авогадро) и занимает объем 22 414 см3=22,4 дм3 .

Закон Авогадро позволяет определить молярную массу газа, если известна его плотность (ρ) при нормальных условиях МВ=22,4 ρ

или плотность при нормальных условиях, если известна молярная масса. Можно также определить молярную массу неизвестного газа (Мх), зная молярную массу известного газа (МВ) и отношение плотностей этих газов (ρх/ρВ)

Отношение ρх/ρВ носит название относительной плотности одного газа по другому и обозначается буквой D.

Если условия, при которых находится газ, отличаются от нормальных, то для определения молярной массы газа можно использовать уравнение состояния идеальных газов Менделеева _ Клапейрона

,где р - давление газа; V - объем газа; mB - масса газа; МВ - молярная масса газа; Т – температура в градусах термодинамической шкалы Кельвина (К); R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль.К), или (л.кПа)/(моль.К) в СИ, или 0,08206 (л.атм)/(моль.К), если давление выражено в атмосферах, или 62,36 (л.мм рт. ст.)/( моль.К), если давление выражено в мм ртутного столба.