Закон простых объемных отношений Гей-Люссака

А.Авогадро впервые сделал вывод о двухатомности простых газов, таких как кислород, азот, хлор. В результате стало возможно объяснить закон простых объемных отношений Гей-Люссака: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам получающихся газов, как простые целые числа.

Так с позиций закона Авогадро стало понятно, почему из 1 л водорода и 1 л хлора получается 2 л хлороводорода, а не один, как следовало бы из ошибочных представлений об одноатомности молекул простых газов:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Закон эквивалентов

Закон эквивалентови понятие об эквиваленте было введено в химию одновременно с открытием закона постоянства состава. Согласно закону эквивалентов вещества взаимодействуют друг с другом в строго эквивалентных количествах: эквивалент с эквивалентом.

Эквивалентом называют условную или реальную частицу, равноценную в реакциях обмена одному атому или иону водорода или в окислительно-восстановительных реакциях одному электрону. Эквивалент может быть равен 1 или быть меньше 1. Указывает на то, какая часть атома или молекулы является эквивалентом, фактор эквивалентности, который для элементов есть величина обратная проявляемой ими валентности в данном соединении:

где n _Э – число атомов элемента в химической формуле, В _Э – валентность элемента.

Газовые законы

Газообразное состояние вещества характеризуется малыми силами межмолекулярного взаимодействия, вследствие чего газ занимает весь предоставленный объем. Объем молекул составляет ничтожную часть занимаемого газом объема. Такое разреженное состояние газа – идеальный газ. Состояние идеальных газов описывается газовыми законами. Отклонения от газовых законов наблюдаются при высоких давлениях и низких температурах.

Физическое состояние газа определяется тремя параметрами: абсолютной температурой (Т), давлением (р), и объемом (V). Зависимости между этими параметрами описаны законами: Бойля-Мариота, Гей-Люссака, Шарля, Авогадро.

Закон Бойля-Мариотта

При постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:

.

(1.15)

Закон Гей-Люссака

При постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т)

.

(1.16)

Закон Шарля

При постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре

(1.17)

В результате объединения указанных законов, сделанного Б.Э.Клапейроном (1834 г.), было получено уравнение состояния идеального газа:

,

(1.18)

где p_T и V_T – давление и объем газа при данной температуре Т; p ₀ и V ₀ – давление и объем газа при нормальных условиях (0°С; 101,325 кПа).

Иначе можно записать это соотношение так:

.

(1.19)

Д.И. Менделеев ввел в уравнение универсальную газовую постоянную и количество молей (n):

pV = n RT,

(1.20)

Уравнение (1.13) - уравнение Клапейрона-Менделеева.

Универсальная газовая постоянная при нормальных условиях равна R = 8,314 Дж/моль·К. Физический смысл ее – работа расширения газа против сил внешнего давления при повышении температуры на 1 К.

Уравнение состояния идеального газа применимо и к смеси газов, при условии, что они не взаимодействуют между собой. В соответствии с законом Дальтона общее давление смеси газов равно сумме парциальных давлений всех входящих в нее газов:

р = р1 + р2 + р3 +…+ рn,

(1.21)

где р – общее давление смеси, р₁, р₂, р_3, р_n – парциальные давления компонентов смеси.

 

Глава 2. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ