Закон кратных отношений кратко

Обновлено: 07.07.2024

1. Закон сохранения массы и энергии . Это объединенный закон. В него входят два закона.

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.

Этот закон был открыт М.В. Ломоносовым (1748 г.) и дополнен А.Л.Лавуазье в 1789 г.

В процессе реакции сохраняется масса каждого элемента

Этот закон позволяет составлять уравнения химических реакций и осуществлять расчеты на их основе. Он не является абсолютным. Абсолютным является закон сохранения энергии.

Закон сохранения энергии

Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Этот закон – результат работ А. Эйнштейна. Он установил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):

Е = mc 2 ,

где с – скорость света в вакууме, равная ~ 300 000 км/с.

Поскольку в результате химической реакции выделяется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).

Следующие законы справедливы только для соединений с постоянным составом молекул (дальтонидов). Они отличаются от соединений, имеющих переменный состав молекул – бертоллидов.

2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1801).

Соотношение между массами химических элементов, входящих в состав данного соединения, есть величина постоянная, не зависящая от способа его получения.

Например, как бы не получали воду – при сгорании водорода (2Н₂ + О₂ = 2Н₂О) или при разложении гидроксида кальция (Са(ОН)₂ = СаО + Н₂О) – отношение масс атомов водорода и кислорода в реакции равно ~ 1:8.

3. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803).

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящееся на определенную массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Этот закон подтвердил атомистическое представление о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных отношениях, то химические соединения распадаются на целые атомы. Например, на 1 г азота в его оксидах N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅ приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28 и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5. Однако в случае соединений переменного состава этот закон неприменим.

4. Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808).

При равных условиях объем вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

так, например, в реакции образования аммиака из простых веществ

отношение объемов азота (N), водорода (H) и аммиака (NH₃) составляет 1:3:2.

5. Закон Авогадро (1811).

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р и Т) содержится одинаковое число молекул.

Этот закон вытекает из анализа уравнения состояния идеального газа Клапейрона–Менделеева:

рV = nRT.

Это уравнение можно записать для двух газов:

p₁V₁ = n₁RT₁;

p₂V₂ = n₂RT₂.

При равенстве р₁ = р₂, Т₁ = Т₂ и V₁ = V₂ будут равны и количества вещества газов: n₁ = n₂ или, с учетом числа Авогадро:

n₁ · N_A = n₂ · N_A,

т.е. будет равно и число молекул газов.

Закон Авогадро имеет следствия :

Одинаковое число молекул любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.
Массы газов, взятых в одинаковых объемах при одинаковых условиях (р, Т), относятся друг к другу как их молярные массы:

Это следствие вытекает из равенства количеств веществ этих газов n₁ = n₂.

Подставляя вместо количества вещества отношения его массы к молярной массе n = m/M получим:

m₁/ M₁= m₂/M₂ или m₁/m₂ = M₁/M₂.

Второе следствие позволяет вывести уравнение для определения молярной массы неизвестного газа по известной величине относительно плотности этого газа по другому известному газу.

После подстановки в числитель и знаменатель левой части уравнения (1) объемов первого и второго газов, которые равны, получаем:

m₁ · V₂ /m₂ · V₁ = M₁/M₂.

Отношение массы вещества к объему заменяем на плотность (ρ = m/V): ρ₁/ ρ₂ = M₁/M₂

и получим уравнение для расчета молекулярной массы первого газа по второму:

M₁ = (ρ₁/ρ₂) M₂ = D_1/2M₂ (2)

Или в общем виде:

где D_г – относительная плотность первого газа по второму.

Если известна плотность данного газа по водороду, то используется уравнение:

Закон кратных отношений впервые сформулировал в 1803 г. английским химиком Джоном Дальтоном.

Закон кратных отношений формулируется так:

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Пример. При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,29, 2,86 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах.

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

Оксид	Состав в %	Состав в единицах массы
-	азот	кислород	азот	кислород
Гемиоксид азота	63,7	36,3	0,57
Монооксид азота	46,7	53,3	1,14
Сесквиоксид азота	36,9	63,1	1,71
Диоксид азота	30,5	69,5	2,28
Гемипентаоксид азота	25,9	74,1	2,85

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 6,02·10 23 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 = 6,02·10 23

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

Таблица 1. Состав оксидов азота

Оксид	Состав в %	Состав в единицах массы
-	азот	кислород	азот	кислород
Гемиоксид азота	63,7	36,3	0,57
Монооксид азота	46,7	53,3	1,14
Сесквиоксид азота	36,9	63,1	1,71
Диоксид азота	30,5	69,5	2,28
Гемипентаоксид азота	25,9	74,1	2,85

Закон Авагадро. Мольный объем газа. Число Авагадро.

Закон кратных отношений гласит — Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Джон Дальтон (1766 — 1844) — английский ученый, работавший в области физики, химии, метеорологии. Изучая разные вещества, образованные одними и теми же химическими элементами, в 1803 году открыл закон кратных отношений. Изучая свойства газов, открыл закон парциальных давлений газов. Особенно велики его заслуги в развитии атомной теории.

Дальтон придерживался атомной теории строения вещества. Открытие закона кратных отношений явилось подтверждением этой теории. Закон непосредственно свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями.

Подсчитаем, например, массу кислорода, соединяющуюся с одним и тем же количеством углерода при образовании оксида углерода (II) и диоксида углерода. Для этого разделим друг на друга величины, выражающие содержание кислорода и углерода в том и в том оксидах. Мы получим, что на одну единицу массы углерода в диоксиде углерода приходится ровно в 2 раза больше кислорода, чем в оксиде углерода (II).

Читайте также: