2. Закон постоянства состава Этот закон находится в полном соответствии с атомно-молекулярным учением. Действительно, молекула любого вещества состоит из вполне определенного количества атомов, имеющих постоянную массу. Поэтому ее массовый состав и, следовательно, массовый состав вещества постоянны независимо от способа его получения. Отклонение от закона постоянства состава может быть обусловлено не только изменениями атомного состава соединений, но и причинами, связанными с наличием в природе изотопов. Например, для водорода известны 3 изотопа с массовыми числами 1 (протий), 2 (дейтерий) и 3 (тритий).

3. 5. Закон эквивалентов и закон кратных отношений

Химическим эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента вещества называется эквивалентной массой (m_экв).

Эквивалентную массу соединения можно определить по его химической формуле, например,

m _экв(оксида) = М (оксида)/(число атомов кислорода*2); m _экв(основания) = М (основания)/число гидроксильных групп; m _экв(кислоты) = М кислоты/число протонов; m _экв(соли) = М соли /(число атомов металла*валентность металла).

закон эквивалентов – вещества вступают в химические реакции в количествах пропорциональных их эквивалентам.

4. Закон кратных отношений. Закон был открыт в 1803 г. английским ученым Дальтоном на основе идеи, что химические процессы сводятся к соединению неделимых атомов в более сложные частицы, а химические соединения с молекулярной структурой образуются в строго определенных, постоянных и целочисленных отношениях элементов. Закон кратных отндшений формулируется так если два элемента образуют между собой несколько химических соединений с молекулярной структурой, то массовые части одного элемента, соединяющегося с одной и той же массовой  частью другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

5. 6 Газовые законы

Изучение свойств газообразных веществ и химических реакций с участием газов сыграло настолько важную роль в становлении атомно-молекулярной теории, что газовые законы заслуживают специального рассмотрения.

Состояние идеального газа заданной массы характеризуется тремя параметрами: давлением Р, объемом V и температурой Т. Между этими величинами были экспериментально установлены следующие соотношения:

1) При постоянной температуре : Р₁V₁ = Р₂V₂, или РV = const (закон Бойля-Мариотта).

2) При постоянном давлении : V₁/T₁ = V₂/Т₂, или V/Т = const (закон Гей-Люссака).

3) При постоянном объеме: Р₁/T₁ = Р₂/Т₂, или Р/Т= const (закон Шарля).

Эти три закона можно объединить в один универсальный газовый закон: P₁V₁/T₁ = Р₂V₂/Т₂, или РV/Т = const.

Это уравнение было установлено французским физиком Б.Клапейроном в 1834 г. Значение постоянной в уравнении зависит только от количества вещества газа. Уравнение для одного моля газа было выведено Д.И.Менделеевым в 1874 г. Для 1 моля газа постоянная называется универсальной газовой постоянной и обозначается R: PV = RT, где R = 8,314 Дж/(моль•К) = 0,0821 л•атм/(моль•К).

Для произвольного количества газа v правую часть этого уравнения надо умножить на v: РV = vRТ, И, наконец, подставляя в это уравнение выражение для числа молей, находим наиболее общее уравнение состояния идеального газа PV = (m/M)•RT которое называется уравнением Клапейрона-Менделеева. Это уравнение справедливо для всех газов в любых количествах и для всех значений Р, V и Т, при которых газы можно считать идеальными. Рассмотрим некоторые следствия из уравнения Клапейрона-Менделеева.

Нормальными условиями (сокращенно н.у.) для газов считаются давление Р₀ = 1 атм = 101,325 кПа и температура Т₀ = 273,15 К = О°С. Найдем объем одного моля газа при н.у.: Vm = RТ₀ /Р₀ = 8,314 • 273,15/101,325 = 22,413 л.

Уравнение Клапейрона-Менделеева позволяет найти количество вещества газа по его объему. При нормальных условиях: v = V/Vm = V/ 22,413 л.

При произвольных условиях: v = PV/(RT), при этом объем газа следует выражать в литрах, а значение R зависит от размерности давления. Многие химические реакции, в том числе и газовые, проводятся при постоянных температуре и давлении. При этих условиях из уравнения Клапейрона-Менделеева следуют два замечательных результата.

1) V = vRT/P = v•(RT/P). Выражение в скобках является постоянным при Р = const и Т = const. Это означает, что V₁/v₁ = V₂/v₂, или V~v

Следовательно, объем газа прямо пропорционален числу молей (и числу молекул), причем коэффициент пропорциональности (RT/Р) одинаков для всех газов и зависит только от давления и температуры. Это есть не что иное, как закон Авогадро. Из этого же утверждения вытекает закон объемных отношений Гей-Люссака . При стехиометрических расчетах газовых реакций число молей газов можно заменять их объемом.

2) Найдем с помощью уравнения Клапейрона-Менделеева выражение для плотности газов. ρ= m/V =РМ/RТ=(Р/RТ)•М. Выражение в скобках является постоянным при Р = const и Т = const. Это означает, что ρ₁/M₁ = ρ₂/M₂, или ρ~M. Следовательно, плотность газов прямо пропорциональна их молярной массе при заданных давлении и температуре. Этот результат позволяет ввести относительную плотность газов, которая показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плотность газа В по газу А определяется следующим образом: D_A(B) = ρ(B)/ ρ(A) = M(B)/M(A).