I Наслідок закона Авогадро:

Один моль будь-якого газа зо нормальних умовх (н.у.) займає об’єм приблизно 22,4 л (0,0224 м³).

Ця величина називається молярним об’ємом, позначається VM і вимірюється у [л/моль] або [м3/моль] (рис.1.17). Нормальними умовами вважаються: Р = 101325Па (~105Па) = 1атм = = 760мм рт.ст., Т = 273,15К, або t = 00С. Молярний об’єм – це емпірично встановлена величина на основі співвідношень: (1.4) де  – густина газу, [г/л], або [кг/м3].

Рисунок 1.17 – Молярний oб’єм газів: за н.у. VM = 22,4л/моль

Молярний об’єм на відміну від молярної маси не є постійною величиною, а залежить від умов (Р, Т), тому V_M як поняття вживають звичайно для газів за н.у.

Молярний об’єм пов’язаний з іншими величинами (об’ємом V, кількістю речовини , молярною масою М, густиною , числом Авогадро N_A і кількістю частинок N) співвідношеннями:

(1.5)

II Наслідок закону Авогадро

Відношення густини одного газу до густини іншого газу за однакових умов дорівнює відношенню їх молярних мас М або відносних молекулярних мас М_r.

Ця величина називається відносною густиною одного газу за іншим і позначається буквою d або D:

(1.6)

Звідки ₁ = ₂d₂(газу1); ₂ = ₁/d₂(газу1), (1.7)

М(газу1) = d₂(1)M(газу2); M(газу2) = M(газу1)/d₂(газу1). (1.8)

Відносна густина d – це величина безрозмірна, вона показує, наскільки один газ важче за інший (рис.1.28).

1.3.5 Основні газові закони

Стан газу характеризується його об’ємом, тиском і температурою. Між цими величинами експериментально були встановлені такі закони:

1. Закон Бойля-Маріотта (ізотермічний) скорочено записується так:

при Т = const Р₁·V₁ = Р₂·V₂, або Р·V = const;

2. Закон Гей-Люссака (ізобаричний)

при Р = const V₁/T₁ = V₂/T₂, або V/T = const.

3. Закон Шарля (ізохоричний)

при V = const Р₁/T₁ = Р₂/T₂ , або Р/T = const.

Усі три закони можна поєднати в один універсальний газовий закон, що описується рівнянням Клапейрона:

(1.9)

Залежність для одного моля газу була виведена Менделєєвим, тому називається рівнянням Менделєєва-Клапейрона. Воно містить постійну величину – універсальну газову сталу R (табл.1.2):

Для довільної кількості газу рівняння Менделєєва-Клапейрона має вигляд:

(1.10)

Таблица 1.2 – Розрахунки значень універсальної газової сталої R

Тиск Р (н.у.)	Темперутура Т, К (н.у.)	Молярний об'єм VМ (н.у.)	Універсальна газова стала R = РV/T
101325Па	273,15	22,410–3м3/моль
1атм	273,15	22,4л/моль
760мм рт.ст.	273,15	22400мл/моль

1.3.6 Закон еквівалентів

Із закону сталості складу випливає, що елементи сполучаються один із одним у певних кількісних співвідношеннях, для характеристики яких було введено поняття еквівалента і еквівалентної маси (слово еквівалентний у перекладі означає рівноцінний).

Еквівалентом називається умовна чи реальна частинка речовини, яка може приєднувати, заміщати, віддавати або взаємодіяти іншим чином з одним йоном Гідрогену Н⁺ чи гідроксилу ОН^– у кислотно-основних (або йоннообмінних) реакціях чи одному електрону в окисно-відновних реакціях.

Наприклад, еквівалентом нітратної (азотної) кислоти є реальна частинка – молекула HNO₃, що містить один Йов Н⁺; еквівалентом ортофосфатної (фосфорної) кислоти – умовна частинка, що відповідає 1/3 молекулі Н₃РО₄, до складу якої входять три йони Н⁺.

Але еквіваленти одного елемента можуть бути різними – залежно від валентності елемента. Так само складна сполука може мати різні еквіваленти, що зумовлюється характером її хімічної взаємодії. Наприклад, в реакції нейтралізації ортофосфатної кислоти калій гідроксидом

H₃PO₄ + 2KOH  K₂HPO₄ + 2H₂O.

тільки два атоми Н кислоти заміщуються атомами К (тобто кислота виявляє основність 2). Тоді згідно з визначенням, еквівалентом H₃PO₄ буде умовна частинка, яка складає 1/2H₃PO₄, оскільки на один атом Н припадає саме половина молекули H₃PO₄.

Отже, еквівалент – це фактично одна частка молекули, яка відповідає одному атому Н чи йону Н⁺ (рис.1.18).

Число, що показує, яка частина молекули чи іншої частинки речовини відповідає еквіваленту, називається фактором еквівалентності f_Е.

Рисунок 1.18 – Еквівалент і фактор еквівалентності: а) f_Е(HCl) = 1; б) f_Е(CaCl₂) = 1/2; в) f_Е(AlCl₃) = 1/3; г) f_Е(CCl₄) = 1/4; д) f_Е(PCl₅) = 1/5; д) f_Е(SCl₆) = 1/6. (Еквіваленти сполук забарвлені темним відтінком)

Як частинка еквівалент характеризується кількістю речовини n_екв і молярною масою еквівалента m_екв, яку частіше для скорочення називають просто еквівалентною масою.

Еквівалентна маса елемента – це маса одного моль еквівалентів, яка дорівнює відношенню молярної маси елемента до його валентності в сполуці (або добутку фактора еквівалентності на молярну масу елемента):

(1.11)

Або: m_{екв.елемента} = f_E·М_{елемента}. (1.12)

1. Еквівалентна маса оксиду дорівнює відношенню його молярної маси М до добутку валентності елемента В на число атомів елемента ч:

(1.15)

2. Еквівалентна маса кислоти дорівнює відношенню її молярної маси М до основності – кількості атомів Н, здатних заміщуватися атомами металу:

(1.16)

3. Еквівалентна маса основи дорівнює відношенню її молярної маси М до кислотності – кількості гідроксильних груп ОН, що заміщуються на кислотний залишок:

(1.17)

4. Еквівалентна маса солі дорівнює відношенню її молярної маси М до добутку валентності В металу на кількість його атомів ч:

(1.18)

Закон еквівалентів був експериментально встановлений Ріхтером (1797 р.) і остаточно сформульований Дальтоном (1803 р.):

Хімічні сполуки реагують між собою в еквівалентних співвідношеннях.

З цього випливає, що для двох будь-яких речовин однієї хімічної реакції (вихідних реагентів чи продуктів реакції) закон еквівалентів можна виразити так:

n_екв1 = n_екв2. (1.20)

Підставивши (1.13) і (1.14) в останнє одержимо ще один вираз закону еквівалентів:

(1.21)

Однак при практичних розрахунках іноді зручніше користуватися іншим формулюванням закону еквівалентів:

маси речовин(об’єми газів), що взаємодіють між собою, пропорційні їх еквівалентним масам (об’ємам газів):