2.3. Закон кратных отношений

Основоположник: английский химик и физик Джон Дальтон (1803).

Формулировка закона: «Если два химических элемента А и В могут связываться между собой, образуя несколько разных химических соединений, то весовые (массовые) количества элемента А, которые связываются с постоянным весовым (массовым) количеством элемента В, пропорциональны небольшим целым числам».

Пример: вода – Н₂О и пероксид водорода – Н₂ О₂. Так как

Относительные атомные массы водорода и кислорода соответственно

равны 1 и 16, то массовое отношение Н : О для воды равно 2:16, или

1: 8 ,а для пероксида водорода – 2 : 32, или 1 : 16.

2.4. Закон эквивалентов

Основоположники: немецкий химик - технолог Иеремия Вениамин Рихтер (1791) и английский химик Уильям Волластон (1807).

Химический эквивалент – это условная частица, в целое число раз меньшая или равная соответствующей ей формульной единицы: атома, молекулы, иона, радикала и др.

Число, обозначающее долю формульной единицы, называется фактором эквивалентности (безразмерная величина, обозначаемая f_экв). Фактор эквивалентности не является величиной постоянной, и его рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов данной реакции.

Например, если в кислотно-оснóвной (обменной) реакции между сероводородной кислотой и гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH = Na₂S + H₂O

участвуют оба атома водорода H₂S и образуется сульфид натрия, то формульной единице NaOH эквивалентна условная частица, равная ½ молекулы H₂S, и, следовательно, f_экв (H₂S) = ½.

Если же H₂S и NaOH взяты в таких отношениях, что в результате реакции образуется гидросульфид натрия:

H₂S + NaOH = NaНS + H₂O,

то в молекуле H₂S замещается лишь один атом водорода. И, следовательно, формульной единице NaOH эквивалентна условная частица, равная молекуле H₂S, и f_экв (H₂S) = 1.

В окислительно-восстановительной реакции горения сероводорода в кислороде:

2H₂S + 3О₂ = 2H₂O + 2SO₂

степень окисления атомов серы меняется с –2 до +4, и, следовательно, молекула H₂S теряет 6 электронов, т. е. одному электрону эквивалентна условная частица, равная ¹/₆ молекулы H₂S, и f_экв (H₂S) = ¹/₆.

Таким образом, в зависимости от того, в какую реакцию вступает вещество, его эквивалент будет разным, причём фактор эквивалентности может быть меньше или равен единице:

f_экв ≤ 1.

Количество вещества химического эквивалента измеряется в молях.

Молярная масса эквивалента, или эквивалентная масса (М_экв) – это масса 1 моль химических эквивалентов. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества. Например, для вышеприведённых реакций молярные массы эквивалентов H₂S вычисляются по формуле

М_экв (H₂S) = f_экв (H₂S) · М(H₂S):

М_экв (H₂S) = ½ · 34,06 = 17,03 г/моль;

М_экв (H₂S) = 1 · 34,06 = 34,06 г/моль;

М_экв (H₂S) = ¹/₆ ·34,06 = 5,68 г/моль.

Из определения молярной массы химического эквивалента следует формулировка закона эквивалентов: «Массы (объёмы) реагирующих и образующихся веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов».

Вывод: в химические реакции вступают или образуются в результате реакции эквивалентные количества веществ, или количества, пропорциональные молярным массам (объёмам) их эквивалентов:

m(А)/М_экв(А) = m(В)/М_экв(В) = V(B)/V_экв(B).

Для примера вычислим, чему равна молярная масса эквивалента атома хлора в НСl. Согласно определению, молярная масса химического эквивалента – это масса одного моля эквивалентов, которая присоединяет или замещает молярную массу атомов водорода. Поэтому молярная масса эквивалента атома хлора в НС1 равна молярной массе атомов хлора – 35,453 г/моль.

Рассмотрим реакцию кислорода с водородом:

По закону эквивалентов, отношения масс веществ, вступающих в химическую реакцию или образующиеся в качестве её продуктов, равны или кратны молярным массам их эквивалентов:

где m_экв(Н) и m_экв(О) – эквивалентные массы водорода и кислорода соответственно, а А_r(Н) и А_r(О) – их относительные атомные массы ¹.

Таким образом, водород может взаимодействовать с кислородом с образованием воды только в массовом соотношении 1 : 8 и ни в каком другом.