2.4 Закон объемных отношений газов

В 1808 г. Гей – Люссак сформулировал закон объемных отношений:

Объемы газов, которые при одинаковых условиях вступают в реакцию и которые получаются в результате реакции, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Согласно закону Авогадро равное число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. Значит, 1 моль молекул любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. Поэтому в реакции H₂ + Cl₂ = 2HCI один объем водорода соединяется с одним объемом хлора, и образуются два объема хлороводорода, т. е. объемные отношения газов 1:1:2. Эти отношения можно определить по коэффициентам, которые стоят перед газообразными соединениями в химическом уравнении. Закон объемных отношений помогает рассчитать объемы газов, которые вступают в реакцию или получаются в результате реакции.

2.5 Закон эквивалентов

Согласно закону постоянства состава различные элементы соединяются друг с другом в определенных (эквивалентных) отношениях масс.

Понятие эквивалент означает равноценный, равнозначный. Чтобы правильно понять определение химического эквивалента, рассмотрим, например, какие количества кальция и цинка понадобятся для получения 1 моль атомов Н при их взаимодействии с кислотой:

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂↑ ,

Исходя из уравнения реакции, запишем:

40 Г/моль Са - 2 г/моль н

х » Ca – 1 » H

x = 20 г/моль Са

Для реакции Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑ имеем

65 Г/моль Zn — 2 г/моль н

х » Zn - 1 » H

х=32,5 г/моль Zn

Сопоставляя данные из первой и второй пропорций, можно утверждать, что для получения 1 моль атомов Н требуется 20 г/моль Са или 32,5 г/моль Zn. Таким образом, в рассмотренных реакциях 20 г/моль Са в химическом понимании равноценны, эквивалентны 32,5 г/моль Zn, так как они вытесняют одно и то же количество водорода.

Понятие эквивалентности реагирующих веществ в химических реакциях было и остается одним из основных понятий в химии. По рекомендации ИЮПАК эквивалентом соединения называется реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. При использовании понятия «эквивалент» всегда необходимо указать, к какой конкретной реакции он относится.

В кислотно-основной реакции

шести атомам водорода (в трех молекулах H₂SO₄) соответствуют две молекулы Al(OH)₃. Следовательно, одному атому водорода эквивалентна 1/3 (одна треть) молекулы Al(OH)₃. Число 1/3 в этом примере называется фактором эквивалентности. Его обозначают f_экв.

Единицей количества эквивалента (как любой другой структурной единицы вещества) является моль. Масса одного эквивалента вещества – эквивалентная масса (М_Э). Как и молярная масса, эквивалентная масса выражается в г/моль.

М_Э = f_экв·М

В конце XVIII в. немецкий ученый Рихтер открыл закон эквивалентов, который в настоящее время формулируется так:

Массы веществ, которые вступают в реакцию и образуются в результате реакции, пропорциональны их эквивалентным массам.

- это математическая запись закона эквивалентов, где т₁ и m₂ - массы веществ; М(Э₁) и М(Э₂) – эквивалентные массы этих веществ. Эквивалент является важной количественной характеристикой элемента или вещества.

Лекция 2

ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ И БИОЭНЕРГЕТИКИ

Термодинамика - наука о наиболее общих свойствах макроскопических материальных систем, находящихся в различных состояниях относительно термодинамического равновесия, и о процессах переходов между этими состояниями.

К настоящему времени термодинамика содержит два основных раздела:

1. 1.Равновесная термодинамика (термодинамика изолированных систем)

В основном разработана в середине 19-го – начале 20-го века и содержит три закона – три «Начала»:

• -в середине 19-го века Ю. Р. Майером, Дж. Джоулем и Г. Гельмгольцем был сформулирован первые закон термодинамики - «Первое начало термодинамики».

• - в 1850 году Р. Клаузиусом, и независимо от него в 1851 году У. Томсоном было сформулировано «Второе начало термодинамики».

• -в 1906 году В. Нернст сформулировал «Третье начало термодинамики».

2. 2.Неравновесная термодинамика (термодинамика открытых систем)

Разработана в 20-м веке. Содержит два основных подраздела:

• -слабо неравновесную термодинамику, основы которой разработаны в 1931 Л. Онсагером;

• -сильно неравновесную термодинамику, в основном разработанную Г. Хакеном, И. Пригожиным и Р. Томом в середине 20-го века.

Первой работой в области неравновесной термодинамики в биологии является опубликованная в 1935 году книга Э.Бауэра «Теоретическая биология», в которой был сформулирован «Всеобщий закон биологии».