С

Ж. Пруст

техіометричні індекси у формулах бертолідів можуть бути нецілочисловими. Бертоліди часто наявні серед бінарних сполук (гідридів, оксидів, нітридів, карбідів) перехідних металів. Наприклад, до бертолідів належить ферум(ІІ) оксид, склад якого може бути зображений формулою Fe_1-xO, де х<1, тобто залежно від умов можна отримати оксиди складу Fe_0,93O чи Fe_0,89O.

3.Закон об'ємних відношень відкрив у 1808 р. Гей-Люссак:

за умов сталих тиску й температури об'єми реагуючих між собою газів, а також об'єми газоподібних продуктів реакції відносяться як невеликі ці лі числа.

Наприклад, у реакції

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Ж.-Л. Гей-Люссак

відношення об'ємів дорівнює

V(N₂) : V(H₂) : V(NH₃) = 1 : 3 : 2.

4. Закон Авогадро сформулював італійський учений Авогадро в 1811 р.:

у рівних об’ємах різних газів за однакових умов міститься однакове число молекул.

У символічній формі закон записується так:

N=const, якщо P,V,T = const.

Закон Авогадро був доведений у молекулярно-кінетичній теорії газів. Закон Авогадро, газові закони Гей-Люссака і БойляМаріотта належать до законів ідеальних газів, щодо яких можна практично знехтувати міжмолекулярною взаємодією і власним об'ємом молекул.

Залежність об' єму газу від умов, за яких він знаходиться, виражається законом Шарля  Гей-Люссака:

і законом Бойля  Маріотта:

PV = const.

Зв'язок між тиском, об'ємом і температурою (p, V, T) описується рівнянням стану ідеальних газів. Зазвичай вимірювання об'ємів газів проводиться за фізичних умов, відмінних від нормальних. Для надання об'єму газу нормальних умов зручно застосовувати рівняння, що об'єднує закони БойляМаріотта і ШарляГей-Люссака:

А. Авогадро

. (1)

Під час обчислень слід враховувати поправку на тиск водяної пари. Він за різної температури має своє певне значення, характеризується, як і кожен газ у суміші, парціальним тиском відповідно до встановленого Дальтоном закону парціального тиску:

тиск суміші газів, які хімічно не взаємодіють один із одним, дорівнює сумі їх парціальних тисків.

Візьмемо 1 моль газу. Тоді за законом Авогадро за однакових фізичних умов об'єми 1 моля всіх газів повинні бути однакові, оскільки в них міститься однакове число молекул, що дорівнює сталій Авогадро N_A, і величина Р₀V₀/T₀ буде мати стале значення R=8,31 Дж/мольК (універсальна газова стала). Рівняння (1) набуває такого вигляду:

PV = RT,

а для кількості речовини  (моль) = m/M –

чи

Цей вираз називається рівнянням МенделєєваКлапейрона.

Наслідки із закону Авогадро:

1)за нормальних тиску й температури 1 моль будь-якого газу займає об'єм 22,4 л;

2)густини двох газів за однакових тиску й температури прямо пропорційні їх молярним масам:

.

Відносна густина газу (D) дорівнює відношенню молярної маси газу до молярної маси газу, взятого за зразок.

5. Закон еквівалентів, або еквівалентних відношень, відкритий Ріхтером у 1792 р. Але перш ніж дати визначення закону слід ввести поняття еквівалента, фактора еквівалентності, молярної маси еквівалента.

Розв’язування ряду розрахункових задач із хімії значно спрощується, якщо застосовувати поняттяхімічних еквівалентів. Воно відіграло революційну роль у хімії в минулому столітті, коли формувалися поняття про атоми, молекули, атомні маси й валентності.

На основі рівняння хімічної реакції

2H₂ + O₂ = 2H₂O

м

Ієремія-Веніамін Ріхтер

І.-В. Ріхтер

ожна встановити, що в реакцію вступають 2 мо-лекули водню (їх маса дорівнює 22 = 4) і 1 молекула кисню (її маса дорівнює 132 = 32). Таким чином, відношення кількості молекул водню до кількості молекул кисню дорівнює 2:1, а масове співвідношення

m(H₂)  m(O₂) = 4:32= 1:8. Це масове відношення для

даної реакції стале.

Отже, можна стверджувати, що в реакцію з 1/2 молекули водню (її маса дорівнює 1/22=1) вступають 1/4 молекули кисню ( її маса становить 1/432=8). При цьому відношення кількості молекул водню до кількості молекул кисню також дорівнює 1/2:1/4 = 2:1.

Згідно із сучасними уявленнями хімічні еквіваленти – це умовні частинки речовини, їх у z разів менше, ніж реальних частинок, що відповідають певній хімічній формулі.

Реальні частинки: H₂ O₂ H₂O

Хімічні еквіваленти: 1/2H₂ 1/4O₂ 1/2H₂O

Число z називають еквівалентним числом, z  1. Значення z встановлюють за хімічною реакцією, у якій бере участь дана речовина. Обернену величину еквівалентного числа 1/z називають фактором еквівалентності.

Еквівалент – це реальна чи умовна частинка речовини, яка в певній кислотно-основній реакції еквівалентна (рівноцінна) одному катіону Гідрогену чи в певній окисно-відновній реакції  одному електрону.

Число, що визначає, яка частка реальної частинки речовини еквівалентна одному катіону Гідрогену в певній кислотно-основній реакції чи одному електрону в певній окисно-відновній реакції, називають фактором еквівалентності  f_екв. Фактор еквівалентності не має розмірності. Його розраховують на підставі стехіометричних коефіцієнтів певної хімічної реакції. Наприклад,

а) Н₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O.

У реакції беруть участь 2 катіони Гідрогену кожної молекули гідроген сульфіду. Таким чином, двом катіонам Гідрогену еквівалентна одна частинка (молекула) гідроген сульфіду, а одному катіону Гідрогену еквівалентна 1/2 молекули H₂S. Тобто f_екв(H₂S) = 1/2.

б) H₂S + NaOH = NaHS + H₂O.

У реакції беруть участь тільки по одному катіону Гідрогену кожної молекули H₂S. Так, одна молекула гідроген сульфіду еквівалентна одному катіону Гідрогену. Тобто f_екв (Н₂S) = 1.

в) 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂ – окисно-відновна реакція.

Ступінь окиснення Сульфуру змінюється від (–2) до (+4). Молекула H₂S віддає 6 електронів, тобто одна молекула Н₂S еквівалентна 6 електронам, а одному електрону еквівалентна 1/6 молекули гідроген сульфіду, тобто f_екв (H₂S) = 1/6.

Отже,

1) еквівалент однієї і тієї ж речовини може бути різним залежно від того, у якій реакції бере участь ця речовина, тобто для того щоб розрахувати еквівалент і фактор еквівалентності, необхідно вказати, про яку реакцію йде мова.