Любое вещество составлено из мельчайших химических частиц - атомов; простое вещество состоит из атомов одного элемента, сложное вещество - из атомов различных элементов

Из атомной гипотезы вытекает, что закон постоянства состава отражает именно атомный состав вещества: в молекулу вещества объединяется определенное число именно атомов одного или различных элементов.
Закон кратных отношений, открытый Дальтоном, гласит:

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атомов одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атомов другого элемента, соотносятся между собой как небольшие целые числа

Пример. Сера образует два оксида - диоксид SO₂ и триоксид SO₃. Относительная атомная масса серы и кислорода равна 32 и 16 (округлено). Массовое отношение серы и кислорода в SO₂ равно 32: (2·16) = 32: 32, в SO₃ 32: (3·16) = 32: 48. Отсюда следует, что на каждые 32 массовые части серы в этих соединениях приходится 32 и 48 массовых частей кислорода соответственно, т.е. а после сокращения в соответствии с математическими законами, соотношение массовых частей кислорода 32: 48 = 2: 3, что и является отношением небольших кратных чисел.

Закон кратных отношений является фактическим объединением закона сохранения массы и закона постоянства состава на базе атомной гипотезы строения вещества.

4) Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н⁺ или ОН^–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. Например, рассмотрим следующую реакцию:

H₃PO₄ + 2KOH ® K₂HPO₄ + 2H₂O.

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия, иначе, в реакцию вступают два иона Н⁺ (кислота проявляет основность 2). Тогда по определению эквивалентом H₃PO₄ будет являться условная частица 1/2H₃PO₄, т.к. если одна молекула H₃PO₄ предоставляет два иона Н⁺, то один ион Н⁺ дает половина молекулы H₃PO₄.

С другой стороны, на реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой щелочь отдает два иона ОН^–, следовательно, один ион ОН^– потребуется на взаимодействие с 1/2 молекулы кислоты. Эквивалентом кислоты является условная частица 1/2Н₃РО₄, а эквивалентом щелочи частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (f _Э). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.1.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

f Э (формульная единица вещества) º эквивалент

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен 1/2, а для щелочи КОН равен 1.

Между H₃PO₄ и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

H₃PO₄ + 3KOH ® K₃PO₄ + 3H₂O f _Э(H₃PO₄) = 1/3

H₃PO₄ + KOH ® KН₂PO₄ + H₂O f _Э(H₃PO₄) = 1.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Таблица 1.1 – Расчет фактора эквивалентности

Частица	Фактор эквивалентности	Примеры
Элемент	, где В (Э) – валентность элемента
Простое вещество	, где n (Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В (Э) – валентность элемента	f Э(H2) = 1/(2×1) = 1/2; f Э(O2) = 1/(2×2) = 1/4; f Э(Cl2) = 1/(2×1) = 1/2; f Э(O3) = 1/(3×2) = 1/6
Оксид	, где n (Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В (Э) – валентность элемента	f Э(Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6; f Э(CrO) = 1/(1×2) = 1/2; f Э(H2O) = 1/(2×1) = 1/2; f Э(P2O5) = 1/(2×5) = 1/10
Кислота	, где n (H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)	f Э(H2SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или f Э(H2SO4) = 1/2 (основность равна 2)
Основание	, где n (ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)	f Э(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или f Э(Cu(OH)2) = 1/2 (кислотность равна 2)
Соль	, где n (Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В (Ме) – валентность металла; n (А) – число кислотных остатков, В (А) – валентность кислотного остатка	f Э(Cr2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6 (расчет по металлу) или f Э(Cr2(SO4)3) = 1/(3×2) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)
Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях	, где – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления	Fe2+ + 2® Fe0 f Э(Fe2+) =1/2;   MnO4– + 8H+ + 5 ® ® Mn2+ + 4H2O f Э(MnO4–) = 1/5
Ион	, где z – заряд иона	f Э(SO42–) = 1/2

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl₂, б) КНСО₃, в) (MgOH)₂SO₄.

Решение: Для расчетов воспользуемся формулами, приведенными в таблице 1.1.

а) ZnCl₂ (средняя соль):

.

f _Э(ZnCl₂) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl₂ является частица 1/2ZnCl₂.

б) КНСО₃ (кислая соль):

.

f _Э(КНСО₃) = 1, поэтому эквивалентом КНСО₃ является частица КНСО₃.

в) (MgOH)₂SO₄ (основная соль):

.

f _Э((MgOH)₂SO₄) = 1/2, поэтому эквивалентом (MgOH)₂SO₄ является частица 1/2(MgOH)₂SO₄.

 

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества n _э. Молярная масса эквивалента (М _Э) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

М Э = М × f Э.

 

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

М Э(оксида) = М Э(элемента) + М Э(О) = М Э(элемента) + 8 М Э(кислоты) = М Э(Н) + М Э(кислотного остатка) = 1 + М Э(кислотного остатка) М Э(основания) = М Э(Ме) + М Э(ОН) = М Э(Ме) + 17 М Э(соли) = М Э(Ме) + М Э(кислотного остатка).

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента (или V _Э) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». При н.у. получаем:

 

Закон эквивалентов был открыт в 1792 г. И. Рихтером. Современная формулировка закона: вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

n э(реагента1) = … = n э(реагента n) = n э(продукта1) = … = n э(продукта n)

 

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

или или,

где m ₁ и m ₂ – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г;

, – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

V ₁, V ₂ – объемы реагентов и (или) продуктов реакции, л;

,– молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

5), 6) Эквиваленты элементов и сложных веществ. Их определение. Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов. Закон открыт И.Рихтером в период 1792-1802 гг. Вещества реагируют между собой в отношениях, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.