Закон еквівалентів

Поняття еквівалент має хімічне походження, але широко використовується у різних галузях науки та повсякденному житті. Воно використовується для позначення яких-небудь взаємозамінних величин. Так вартість будь-якого продукту пропорційна кількості витраченої на його виготовлення праці. Ілюстрацією закону еквівалентів є курс валют.

Хімічний еквівалент – частина атома, молекули або йона, яка припадає на одиницю валентності. По аналогії з відносною атомною масою та молярною масою розглядають відносну еквівалентну масу та молярну масу еквівалента з тими ж одиницями вимірювання:

(г/моль), де

z – число еквівалентності.

Число еквівалентності у кислот дорівнює числу атомів Гідрогену, у основ – числу гідроксидних груп, у солей – сумарній валентності металу, у оксидів – сумарній валентності металу і Оксигену. Наприклад:

Такі обрахунки значень молярних мас еквівалентів можна вважати як формульними значеннями. Вони показують співвідношення мас елементів при утворенні вказаних молекул. Ці значення можуть відрізнятися при хімічній взаємодії речовин як в реакціях обміну, так і в окисно-відновних реакціях.

Реакції обміну – значеня молярної маси еквівалента кислоти, основи або солі може залежати від кількості частинок (функціональних груп), які обмінюються при реакції. Наприклад, формульне значення молярної маси еквівалента ортофосфатної кислоти:

Розглянемо реакцію нейтралізації (обміну):

1. NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2. 2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

3. 3NaOH + H₃PO₄ = Na₃PO₄ + 3H₂O

Отже числове значення молярної маси еквівалента речовин залежить від співвідношення вихідних речовин та продуктів, які утворюються.

При розрахунках за окисно-відновними реакціями число еквівалентності (z) дорівнює числу відданих чи приєднаних електронів.

Закон еквівалентів – речовини взаємодіють між собою у еквівалентних (тобто рівних) співвідношеннях, або маси речовин, які приймають участь у реакціях, відносяться між собою, як молярні маси їх еквівалентів.

А + 2В → АВ₂

m(A): m(B): m(AB₂) = M(1/zA): M(1/zB): M(1/zAB₂)

Застосування закону еквівалентів суттєво спрощує розрахунки за хімічними рівняннями. При цьому важливий висновок із закону еквівалентів: з одним еквівалентом однієї речовини або елемента взаємодіє тільки один еквівалент іншої речовини або елементу. Цей закон був сформульований Ріхтером.

Хімічні речовини можуть існувати у чотирьох агрегатних станах: твердому, рідкому, газоподібному та плазмі. Агрегатний стан залежить від сили взаємодії молекул між собою. Для описання газоподібного агрегатного стану використовують закон Авогадро.

Закон Авогадро – у рівних об’ємах різних газів за однакових умов (температура та тиск) знаходиться однакова кількість молекул. Закон Авогадро виконується лише для газоподібних речовин. Це пояснюється особливостями цього стану речовин.

Висновок з закону Авогадро: молярний об’єм різних газів за нормальних умов (н.у.) величина постійна – 22, 4 дм³/моль (22, 4 л/моль) (н.у.: Т = 273 К, р = 101, 3 кПа).

Густина твердих та рідких речовин (ρ, г/см³) – таблична величина. На відміну від них густина газів вимірюється в г/дм³ (г/л) та може бути розрахована за молярною масою та молярним об’ємом:

Для газів використовують також поняття відносної густини – відношення маси певного об’єму газу до маси такого ж об’єму іншого газу:

Це безрозмірна величина.