7. Закон кратних відношень

Видатний англійський хімік і фізик Дж. Дальтон, вивчаючи сполуки, утво­рені одними й тими самими елементами, відкрив у 1803 р. закон кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька сполук моле­кулярної будови, то на одну й ту саму кількість одного з них припадають такі кількості іншого, які відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Цей закон стає зрозумілішим, якщо його проілюструвати на прикладі оксигеновмісних сполук Нітрогену (табл. 1). Як видно з таблиці, масові частки Оксигену, що припадають на одну масову частку Нітрогену, відносять­ся між собою як числа 0,57 : 1,14 : 1,71 : 2,29 : 2,85, тобто як невеликі цілі числа 1:2:3:4:5.

Таблиця 1. Склад оксидів нітрогену

Оксид нітрогену		Склад, %		Склад, мас. ч.
	Нітроген		Оксиген		Нітроген	Оксиген
N20	63,7		36,3		1	0,57
N0	46,7		53,3		1	1,14
N03	36,9		63,1		1	1,71
N02	30,5		69,5		1	2,29
N205	25.9		74,1		1	2,85

Отже, закон кратних відношень показує, що якщо одні й ті самі елементи створюють один з одним кілька сполук, то кількісні співвідношення елемен­тів від сполуки до сполуки змінюються стрибкоподібно, а їхні властивості відрізняються. Це добре підтверджується законом діалектики про перехід кількісних змін у якісні.

Проте закон кратних відношень, як і закон сталості складу, не є загальним також має свої обмеження. Для сполук з немолекулярною структурою масові кількості одного елемента, що припадають на одну й ту саму кількість іншого, можуть відноситись як дробові числа. Наприклад, Титан може утворювати сполуку, в якій число атомів Гідрогену коливається від 1 до 2 атомів на 1 атом Титану; формула цієї сполуки записується у вигляді ТіНі_₂.

Змінність складу характерна для сполук Танталу з Селеном ТаSe _{1,75 -2,5}, Титану з Карбоном ТіС₀,₆_₁. Такі формули відображують не склад молекули, а лише межі складу молекули речовини. Зрозуміло, що в цьому разі закон кратних відношень буде неприйнятний.

Отже, поряд із сполуками із сталим (дискретним) складом, що на честь вченого Дж. Дальтона, який відкрив закон перервності складу, називаються дальтонідами, існують сполуки із змінним (безперервним) складом — берто­ліди, які досліджував французький хімік К. Л. Бертолле.

Закон кратних відношень відображує перервність молекулярного складу сполук. Завдяки відкриттю цього закону виявлено дискретну будову речовин.

8. Закон еквівалентів

Закон сталості складу сприяв тому, що в хімію згодом були введені поняття еквівалент і молярна маса еквівалента («еквівалентний» означає «рівноцін­ний»).

Еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка сполучаєть­ся з одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Маса одного еквівалента елемента називається молярною масою екві­валента. Наприклад, у сполуках НF, Н₂0, NНз еквіваленти Флуору, Оксигену та Нітрогену дорівнюють 1; 1/2; 1/3 моль, а молярні маси еквівалентів відповідно 18,99; 8; 4,67 г/моль.

Поняття про еквівалент і молярну масу еквівалента поширюються і на складні речовини.

Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взає­модіє без залишку з одним еквівалентом водню або з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини.

Зрозуміло, що в хімічних реакціях різні індивідуальні речовини беруть участь у суворо еквівалентних кількостях. В цьому і полягає закон еквіва­лентів: хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують між собою у кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам.

Валентність елемента в найзагальнішому означенні — це здатність ато­мів цього елемента сполучатися з певним числом атомів інших елементів, тобто у певному співвідношенні, або утворювати певне число хімічних зв'язків між: атомами. За наближеним значенням молярної маси атомів та точною молярною масою еквівалента елемента обчислюють його валентність, пам'ята­ючи, що вона може бути тільки цілочисельною. Помноживши знайдену вели­чину молярної маси еквівалента на валентність елемента, дістають точне зна­чення молярної маси елемента, яке чисельно дорівнює його атомній масі.

Запитання для самоконтролю

1. Що таке кількість речовини? В яких одиницях виражають цю величину?

2. Поясніть, чим хімічний елемент відрізняється від простої речовини.

3. Які методи визначення молекулярних та атомних мас ви знаєте?

4. Дайте визначення понять: «еквівалент», «молярна маса еквівалента». В якому спів­ відношенні перебувають молярна маса, молярна маса еквівалента та валентність певного елемента?

4. Які розрахунки можна виконати, знаючи формулу хімічної сполуки?

Поняття	позначення	формула	Одиниці вимірювання
маса атомна маса відносна атомна маса молекулярна маса	m А Аr М		кг; г а.о.м. безрозмірна величина а.о.м.
Відносна молекулярна маса	Мr		безрозмірна величина

Основні розрахункові формули

Корисні співвідношення між одиницями фізичних величин:

1а.о.м.=1,661*10^-27кг=1,661*10^-24г

Газові закони	Розрахункові формули
З акон Бойля-Маріотта Закон Гей – Люссака Закон Авогадро Закон Шарля Об'єднаний газовий закон Рівняння Менделєєва – Клапейрона Рівняння стану ідеального газу	V1 = P2 (при постійних T і n) V2 P1 V1 = T1 (при постійних P і n) V2 T2 V1 = n1 (при постійних P і T) V2 n2 P1 = T1 (при постійних V і n) P2 T2 P1 V1 = P2 V2 T1 T2 m PV= M RT PV= n RT
Позначення: V-об’єм; P-тиск ; T-температура; n-кількість речовини; m-маса речовини; M- молярна маса речовини; R-універсальна газова стала, R=8,314 Дж/(К · моль) = 0,08205 л·атм/(K · моль). Нормальні умови : 0º С и 1,013 · 10^5 Па. Нормальний тиск:1,013 · 10^5 Па =1 атм = 760 мм рт.ст. Корисні співвідношення між одиницями фізичних величин: 1 дм^3 =1л = 1000мол = 10^-3 м^3; 1 Па =1 Н/м^2 = 1 Дж/м^3; 1моль/м^3=10^-3моль/л; RT=2, 4789 кДж/моль (при 298 К).