Закон кратных отношений. Примеры?

В 1803 году английский ученый Джон Дальтон установил закон кратных отношений:если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Способность элементов вступать в соединения лишь определенными порциями свидетельствует о дискретном строении вещества. Например, азот и кислород дают 5 оксидов:N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

Количества кислорода в них, приходящиеся на одно и то же количество азота, относятся как целые числа –1: 2: 3: 4: 5.

Это объясняется тем, что одинаковое количество атомов азота в молекулах разных оксидов связано с различным числом атомов кислорода.

Известны случаи, когда 2 элемента, соединяясь между собой в различных количественных соотношениях, образуют несколько химических соединений. Так углерод с кислородом образуют 2 соединения следующего состава: монооксид углерода (угарный газ) СО - 3 весовых части углерода и 4 весовых части кислорода; диоксид углерода (углекислый газ) СО₂ - 3 весовых части углерода и 8 весовых частей кислорода.

Количество весовых частей кислорода, приходящееся в этих соединениях на одно и то же количество углерода (3 весовых части), соотносится между собой как 4: 8 или 1: 2.

Азот с кислородом образует 5 оксидов (табл. 1).

Таблица 1. Состав оксидов азота

Количество весовых частей кислорода приходящееся в этих соединениях на 1 весовую часть азота соотносится между собой как 0,57: 1,14: 1,71: 2,28: 2,85 = 1: 2: 3: 4: 5.

Имея данные о количественном составе различных соединений, образованных 2 элементами, и исходя из атомистических представлений, английский химик Д. Дальтон в 1803 г. сформулировал закон кратных отношений: если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одно и то же весовое количество одного элемента приходятся такие весовые количества другого элемента, которые относятся между собой как небольшие целые числа.

То, что элементы вступают в соединения определенными порциями, явилось еще одним подтверждением правильности атомистического учения и объяснения с его позиций химических процессов.

Однако атомистические представления сами по себе не могли объяснить, например, количественных соотношений, которые наблюдаются в химических реакциях между газами.

Закон Авагадро. Мольный объем газа. Число Авагадро.

В 1811 г. итальянский ученый Амедео Авогадро выдвинул гипотезу, которая была впоследствии подтверждена большим числом экспериментальных данных и названа законом Авогадро: в равных объемах газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержится равное число молекул. Из закона Авогадро можно вывести следствие: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л.

Объем, занимаемый одним молем газа при нормальных условиях (температура 0ºС, давление 760 мм рт. ст. или 101, 325 кПа), называют молярным объемом. Он обозначается V_m и равен 22,4 л/моль.

Значение 6,02·10²³ называется ПОСТОЯННОЙ АВОГАДРО в честь итальянского химика Амедео Авогадро. Это универсальная постоянная для мельчайших частиц любого вещества. Она имеет обозначение N_A. Иногда ее также называют ЧИСЛОМ АВОГАДРО. Постоянная Авогадро N_A = 6,02·10²³