Основные законы химии. Таким образом, объемные отношения легко объясняются, если исхо­дить из представления о двухатомности молекул простых газов (H2

Таким образом, объемные отношения легко объясняются, если исхо­дить из представления о двухатомности молекул простых газов (H₂, Cl₂, N₂, O₂ и др.). В химических уравнениях коэффициенты перед формулами газооб­разных веществ указывают на объемы реагирующих газов.

Из закона Авогадро вытекают два следствия, сформулированные в 1855 г. Жераром:

1. Один моль любого газа при нормальных физических условиях, т. е.
при Т = 273,15 К и Р = 101,3 кПа, занимает один и тот же объем, равный
22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа: V = 22,4 л/моль.

Поскольку в одном моле газообразного вещества содержится 6,02⋅10²³ молекул, то в 22,4 л газа при нормальных условиях содержится 6,02 ⋅10²³ мо­лекул (число Авогадро N_A), т. е.

N_А = 6,02⋅10²³ молекул.

При помощи числа Авогадро можно вычислить абсолютную массу атомов и молекул. Для этого нужно атомную или молярную массу разделить на число Авогадро.

2. Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удво­
енной плотности по водороду (точнее 2,0158 плотности):

М = 2D_Н2,

где М – молярная масса газа; D_Н2 – плотность газа по водороду. Относитель­ная плотность газов D показывает, во сколько раз плотность одного газа больше (меньше) плотности другого и равна отношению плотностей газов:

ρН2 где ρ – плотность газа, ρН2 – плотность водорода. Часто плотность газа определяется по отношению к плотности возду­ха Dвозд. Воздух является смесью газов, его средняя молярная масса равна 29 г/моль. Молярная масса газа по воздуху М = 29 Dвозд. Определение молярных масс показало, что молекулы простых газов со­стоят из двух атомов, а каждая молекула инертных газов – из одного атома (He, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn). Для инертных газов понятия атома и молекулы рав­нозначны. Однако молекулы некоторых простых веществ могут иметь три и более атомов, например, озона О3, фосфора Р4, паров серы S8 при невысоких температурах. Уравнение Менделеева-Клапейрона, или уравнение состояния иде­ального газа, связывает массу m, г, температуру Т, К, давление Р, Па, и объ­ем V, л, газа с его молярной массой М, г/моль:

ρ D_Н

В Химия. Учеб. пособие

-11-

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

m

PV= ⋅RT,

M

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль·К).

По уравнению Менделеева-Клапейрона можно вычислить молярную массу газа, определив численно равную ей молярную массу вещества:

mRT
M=.

PV

Стехиометрические законы основаны на фундаментальных законах и являются количественным выражением атомно-молекулярной теории и пе­риодического закона Д. И. Менделеева.

Контрольные вопросы и задания

1. Назвать известные формы существования материи.

2. Вычислить молекулярные массы хлора, аммиака, этана.

3. Что такое молекулярный объём газа? Какова его размерность?

4. Сформулировать закон сохранения массы и энергии.

5. Дать понятие вещества. Что такое химический элемент? Сколько их известно на сегодняшний день?

6. Сформулировать закон постоянства состава.

7. Как называются соединения переменного и постоянного состава?

8. Дать понятие химического эквивалента, привести примеры.

9. Как определить химический эквивалент оксида, кислоты, основания, соли? Привести примеры.

10. Что такое эквивалентный объём? Вычислить эквивалентный объем хлора.

11. Сформулировать закон эквивалентов.

12. Сформулировать закон простых объёмных отношений (Гей-
Люссака).

13. Сформулировать закон Авогадро и его следствия.

14. Написать уравнение Менделеева-Клапейрона и объяснить его
смысл.