Закон кратких отношений химия

Закон кратких отношений химия

Относительные атомные и молекулярные массы являются мерой масс атомов и молекул, поэтому они позволяют сделать вывод о соотношении масс атомов различных элементов в молекуле сложного вещества.
Пример. Относительная атомная масса водорода и кислорода соответственно равна 1,00794 и 15,9994, откуда следует, что соотношение масс атомов водорода и кислорода составляет 1 : 16. В молекуле воды H2O содержится два атома водорода и один атом кислорода, следовательно, массовое отношение водорода и кислорода в воде равно 2 : 16 или 1 : 8.
Соотношение атомных масс элементов в соединениях устанавливает закон постоянства состава, вывел его в начале XIX в. французский химик Жозеф Луи Пруст (1754-1826) на основании анализа химических соединений. Его современная формулировка такова:

каким бы способом ни было получено вещество, его химический состав остается постоянным

В каждом сложном веществе (независимо от способа его получения) сохраняются неизменными соотношения чисел атомов и масс атомов входящих в его состав элементов. При этом, отношение чисел атомов различных элементов выражается небольшими целыми числами. Так, для воды H2O они составляют 2 : 1, для диоксида углерода CO2 — 1 : 2, для оксида азота (III) N2O3 — 2 : 3. Эти числа и определяют состав указанных сложных веществ.
Отсюда следует, что если два или несколько простых веществ соединяются с образованием некоторого сложного вещества, то и массовое отношение реагирующих веществ постоянно для данного продукта. Так, при взаимодействии водорода и кислорода могут быть получены вода H2O и пероксид водорода H2O2; очевидно, что не только в самих продуктах массовое отношение водорода и кислорода равно соответственно 1 : 8 и 1 : 16, но и массовые отношения реагентов будут такими же.

На основании закона постоянства состава и закона кратных отношений английский исследователь Джон Дальтон (John Dalton, 1766-1844) в 1807 г. высказал атомную гипотезу (основу атомно-молекулярного учения о строении вещества):

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.

techemy.com

Химия за 24 часа. Коваценко Л.С.

Ростов н / Д: 2010 — 318 с.

В данном пособии представлены материалы, позволяющие подготовиться в кратчайшие сроки, за 24 часа, к экзамену по химии и получить оценку не ниже четверки.

В издании в краткой форме даны ответы на основные вопросы ЕГЭ по данному предмету, формулируются и разъясняются основные химические законы.

Размер: 14 , 1 Мб

Оглавление
Раздел I ОБЩАЯ ХИМИЯ
Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ 3
Атомно-молекулярное учение 3
Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г.; А. Лавуазье, 1789 г.) 8
Расчеты по химическим уравнениям 9
Закон постоянства состава 11
Закон кратных отношений (Д. Дальтон, 1803 г.) 12
Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808г.).-.. 12
Закон Авогадро (1811 г.) 13
Уравнение Клайперона—Менделеева 14
Планетарная модель строения атома (модель Резерфорда) 15
Глава 2. СТРОЕНИЕ АТОМА 17
Квантовые числа электронов 18
Принципы заполнения орбиталей 20
Полная электронная формула элемента 21
Глава 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ 22
Ковалентная связь 23
Ионная связь 24
Водородная связь 24
Металлическая связь 25
Гибридизация орбиталей 25
Глава 4. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА 27
Глава 5. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 33
Скорость химических реакций 33
Химическое равновесие 37
Глава 6. РАСТВОРЫ 38
Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы 39
Растворимость 40
Концентрация растворов 41
Способы выражения концентрации растворов 41
Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие 44
Упаривание раствора 45
Концентрирование раствора 46
Смешивание растворов с разными концентрациями 47
Разбавление раствора 48
Глава 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 49
Реакции без и с изменением степени окисления 49
Окисление, восстановление 50
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов 51
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции 51
Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции 52
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций 53
Типичные реакции окисления-восстановления 54
Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя 54
Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя 55
Окислительные свойства азотной кислоты 57
Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях 59
Глава 8. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ 59
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ 60
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ 60
Электролиты и неэлектролиты 61
Степень и константа диссоциации 62
Ионные реакции. Гидролиз 65
Условия необратимости реакций ионного обмена . 66
Глава 9. ЭЛЕКТРОХИМИЯ 67
Ряд напряжений 67
Гальванические элементы 68
Электролиз 70
Электролиз раствора хлорида никеля 71
Электролиз раствора йодида калия 72
Электролиз раствора сульфата калия 72
Электролиз раствора сульфата меди при медном аноде 72
Законы электролиза (М. Фарадей) 73
Раздел II НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Глава 1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ 75
Оксиды 75
Пероксиды 77
Гидроксиды 78
Кислоты 79
Соли 82
Глава 2. ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ 87
Генетический ряд металла 88
Генетический ряд неметалла 89
Генетический ряд амфотерного элемента 89
Глава 3. ВОДОРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ 90
Водород 90
Вода 92
Пероксид водорода 95
Глава 4. ГАЛОГЕНЫ 96
Общая характеристика 96
Фтор и его соединения 98
Фтор 98
Фтористый водород 98
Хлор и его соединения 99
Хлор 99
Хлористый водород 100
Хлориды металлов 100
Хлорноватистая кислота 101
Хлористая кислота 101
Хлорноватая кислота 102
Хлорная кислота 102
Бром и его соединения 103
Бром 103
Бромистый водород 104
Йод и его соединения 105
Йод 105
Йодистый водород 105
Йодноватая кислота 106
Йодная кислота 106
Глава 5. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА 107
Общая характеристика 107
Кислород 107
Озон 109
Сера и ее соединения 110
Сера 110
Сероводород 113
Сульфиды 114
Оксид серы (IV) 115
Оксид серы (VI) 117
Серная кислота 117
Глава 6. ПОДГРУППА АЗОТА 119
Общая характеристика 119
Азот и его соединения 121
Азот 121
Аммиак 122
Соли аммония 124
Оксид азота (I) 125
Оксид азота (II) 125
Оксид азота (III) 126
Оксид азота (IV) 126
Оксид азота (V) 127
Азотистая кислота 127
Азотная кислота 128
Разложение нитратов 130
Фосфор и его соединения 130
Фосфор 130
Фосфин 132
Оксид фосфора (III) 132
Оксид фосфора (V) 133
Метафосфорная кислота 133
Фосфористая кислота 134
Ортофосфорная кислота 134
Фосфорные удобрения 135
Глава 7. ПОДГРУППА УГЛЕРОДА 136
Углерод 136
Оксид углерода (II) 138
Оксид углерода (IV) 139
Угольная кислота и ее соли 140
Кремний 140
Силан 142
Оксид кремния (IV) 142
Кремниевые кислоты 143
Глава 8. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ 144
Положение металлов в периодической таблице 144
Виды кристаллических решеток 144
Глава 9. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ 146
Общая характеристика 146
Пероксид натрия 149
Надпероксид калия 149
Гидроксиды щелочных металлов 150
Глава 10. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ 150
Общая характеристика 150
Оксиды щелочноземельных металлов 153
Гидроксиды щелочноземельных металлов 154
Глава 11. МЕТАЛЛЫ ПОДГРУППЫ АЛЮМИНИЯ 154
Общая характеристика 154
Алюминий и его соединения 156
Алюминий 156
Оксид алюминия 157
Гидроксид алюминия 158
Глава 12. ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫ 158
Общие свойства 158
Подгруппа железа 159
Железо 159
Гидроксид железа (II) 161
Оксид железа (III) 162
Гидроксид железа (III) 162
Кобальт 164
Гидроксид кобальта (II) 164
Никель и его соединения 164
Подгруппа меди 165
Медь и ее соединения 165
Серебро и его соединения 167
Золото и его соединения 168
Подгруппа марганца 168
Марганец и его соединения 169
Подгруппа хрома 172
Хром и его соединения 173
Подгруппа цинка 175
Цинк и его соединения 176
Кадмий и его соединения 177
Ртуть и ее соединения 178
Раздел III ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Глава 1. ВВЕДЕНИЕ В ОРГАНИЧЕСКУЮ ХИМИЮ 180
Глава 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ 184
Глава 3. КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ПО ХАРАКТЕРУ ХИМИЧЕСКИХ ПРЕВРАЩЕНИЙ 187
Глава 4. УГЛЕВОДОРОДЫ 189
Предельные (насыщенные) углеводороды 190
Алканы 190
Циклоалканы (циклопарафины) 198
Цис-транс-изомерия в циклических соединениях ..200
Циклобутан, циклопентан и их конформации 201
Циклогексан и его конформации 202
Непредельные углеводороды 206
Алкены 206
Диеновые углеводороды (алкадиены) 216
Натуральный и синтетический каучуки 220
Ацетиленовые углеводороды (алкины) 223
Глава 5. АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АРЕНЫ) 228
Строение бензола 228
Глава 6. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ 242
Спирты 242
Одноатомные спирты 243
Многоатомные спирты 249
Фенолы 251
Карбоновые кислоты 255
Жиры 262
Карбонильные соединения 264
Альдегиды 265
Кетоны 274
Глава 7. АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ 278
Амины 278
Аминокислоты 284
Глава 8. ПЕПТИДЫ И БЕЛКИ 289
Глава 9. УГЛЕВОДЫ 292
Моносахариды 293
Дисахариды 302
Мальтоза 302
Сахароза 303
Полисахариды 305
Крахмал 305
Целлюлоза (клетчатка) 307
Список литературы 311

О том, как читать книги в форматах pdf , djvu — см. раздел » Программы; архиваторы; форматы pdf, djvu и др. «

www.alleng.ru

Популярная химия

Главное меню

Химия – наука о составе, строении и свойствах веществ. Химия изучает процесс превращения этих веществ, а также законы, по которым происходят эти превращения.

Химической деятельностью человек начал заниматься задолго до нашей эры. Это произошло в то время, когда люди научились получать металлы. Потом началось производство керамики, стекла, дубление кож, крашение тканей, создание лекарственных средств, изготовление косметики.

Ещё в 300 г. до нашей эры египтянин Зосима создал энциклопедию, которая состояла из 28 томов. В этих томах были собраны знания по взаимным превращениям веществ за последние 500-600 лет.

Начальным этапом развития химии можно считать появление алхимии. В основе алхимии лежали представления древнегреческих философов Эмпедокла, Платона и Аристотеля об элементах природы и их взаимном превращении. Считалось, что существуют четыре первоначала: земля, вода, воздух и огонь. И они способны переходить друг в друга, так как каждое из них является одним из состояний единой первоматерии. А все вещества образуются в результате сочетания этих первоначал.

Алхимики превращали одни вещества в другие. Они полагали, что подобным превращениям могут подвергаться и металлы. Многие учёные были заняты поисками «философского камня», который должен был превращать неблагородные металлы в золото. И во время этих поисков в своих лабораториях алхимики научились получать щёлочи, многие соли, серную и азотную кислоты, этанол. С помощью этих веществ они могли воздействовать на другие вещества. В середине XIII века европейские алхимики получили порох.

Следует сказать, что алхимия в Европе была под запретом. Заниматься алхимией запрещали как церковь, так и светские власти. Но, несмотря на это, алхимия была популярна вплоть до начала XVI века.

Развитие химии как науки

В XVI веке ирландский учёный Бойль освободил химию от алхимии. Он предположил, что все вещества состоят из химических элементов, которые нельзя разложить на более простые части. Можно сказать, что с этого времени химия стала отдельной наукой.

В конце XVII – начале XVIII веков появляется теория немецкого химика Э.Г. Шталя, объясняющая явления горения, окисления и восстановления металлов. Но эта теория была признана ошибочной в середине XVIII века французским физиком Лавуазье, установившим роль кислорода в этих процессах. М.В. Ломоносов открыл закон сохранения массы вещества в химических процессах.

C конца XVIII до середины XIX века был открыт целый ряд стехиометрических законов, устанавливающих количественные соотношения (массовые и объёмные) между реагирующими веществами и продуктами реакции. Закон Авогадро, законы сохранения массы, эквивалентов, постоянства состава, объёмных отношений, кратных отношений – это законы, лежащие в основе стехиометрии. Эти законы позволили создать правила составления химических уравнений и формул. Именно после экспериментального подтверждения этих законов химия сформировалась как наука. Утвердилось атомно-молекулярное представление о строении вещества, подтверждённое теорией строения химических соединений, созданной А.М. Бутлеровым. Д.М. Менделеевым был открыт периодический закон.

После того как в конце XIX века были открыты электрон и радиоактивность, в начале ХХ века была разработана теория гетерополярной (ионной) связи и теория гомеополярной (ковалентной) связи. В 1927 г. началась разработка квантово-механической теории химической связи. Учение Менделеева о периодичности химических элементов получило своё подтверждение. Стало возможным прогнозировать свойства веществ. Физико-математические методы стали широко использоваться для разнообразных расчётов в области химии. Появились новые физико-химические методы анализа: электронная и колебательная спектрометрия, магнетохимия и т.д.

В ХХ веке благодаря достижениям химической науки стало возможным получение веществ с заданными свойствами: синтетических антибиотиков, синтетических полимеров, пластмасс, всевозможных строительных материалов, тканей и т.п.

Современная химия тесно сотрудничает с другими науками. В результате появились совершенно новые разделы химии: биохимия, геохимия, коллоидная химия, кристаллохимия, электрохимия, химия высокомолекулярных соединений и др.

Важным направлением современной химии является получение дешёвого топлива, создающего альтернативу основным современным источникам энергии – нефти и газу.

Точные современные приборы и компьютеры значительно упростили исследования и математические расчёты в области химии, повысили их точность, скорость и уменьшили стоимость.

ximik.biz

Закон объемных отношений. (Гей-Люссак, 1808 г.)

Атомно – молекулярное учение в химии. Относительные атомные и молекулярные массы. Методы их расчета и экспериментального определения. Эквивалент химического элемента. Эквиваленты простых и сложных веществ.

Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.

Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Другими словами, атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

В настоящее время известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.

Абсолютное большинство различных веществ состоит из молекул.

Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.

Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы:

10-27 – 10-25 кг. В химии пользуются относительными значениями масс атомов (Ar, где r – «относительный», от англ. relative).

Относительная атомная масса – это масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12 часть массы атома нуклида : С

1 а.е.м. = 1/12 ma(C) = 1,993х10^-26кг/12 = 1,661х10^-27кг

Относительная атомная масса – величина безразмерная.

Соответственно, относительная молекулярная масса Mr вещества – это масса его молекулы, выраженная в а.е.м.

Единицей измерения количества вещества (n) является моль.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.

Число атомов NA в 0,012 кг углерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом:

Nа=0,012кг/моль /1,993х10^-26кг = 6,02х10^23моль^-1

Величина NA называется постоянной Авогадро.

Экспериментальные методы определения молекулярных масс разработаны главным образом для газов (паров) и растворов. В основе определения молекулярных масс газов (паров), лежит Авогадро закон. Известно, что объём 1 моля газа (пара) при нормальных условиях (0 °С, 1 атм) составляет около 22,4 л; поэтому, определив плотность газа (пара), можно найти число его молей, а следовательно, найти и молекулярную массу. В случае растворов для определения молекулярных масс чаще всего используют криоскопический и эбулиоскопический методы . Экспериментальные методы дают сведения о среднем значении молекулярной массы вещества. На практике обычно определяют среднюю молекулярную массу полимера, исследуя тем или иным методом его раствор. Свойства растворов могут зависеть от числа молекул, находящихся в растворе , от массовой (весовой) концентрации раствора и от других факторов. Если полимер состоит из неодинаковых молекул, то средние значения молекулярных масс, измеренные разными способами, будут различны. Так, понижение температуры замерзания (повышение температуры кипения) разбавленного раствора зависит только от числа содержащихся в нём молекул, а не от их размеров, поэтому криоскопический и эбулиоскопический методы позволяют находить средне-численную молекулярную массу полимера . Интенсивность света, рассеянного раствором полимера, зависит от массы вещества, находящегося в растворе, а не от числа молекул: поэтому метод, основанный на измерении интенсивности рассеянного света, используется для определения величины молекулярной массы полимера, усреднённой по массе.

Эквивалент – это реальная или условная частица элемента Х или вещества Х, которая равноценна по химическому действию одному атому Н2.

Моль – единица количества вещества. Молярные массы веществ. Молярный объем газообразных веществ. Молярная масса эквивалента вещества. Методы экспериментального определения молярных масс простых и сложных веществ и молярных масс эквивалентов простых и сложных веществ.

Вещества вступают в реакцию в строго определённых соотношениях. Например, чтобы получить вещество вода нужно взять столько водорода и кислорода, чтобы на каждые две молекулы водорода приходилась одна молекула кислорода: 2Н2 + O2 = 2Н2О

Чтобы получить вещество сульфид железа, нужно взять столько железа и серы, чтобы на каждый атом железа приходился один атом серы. Fe + S = FeS

Моль – это количество вещества, которое содержит столько структурных частиц (атомов, молекул), сколько атомов содержится в 12 г углерода.

Молярная масса – это масса одного моля вещества.

Обозначается – М. Измеряется в г/моль.

Молярная масса равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

где М – молярная масса вещества, v – количество вещества, т – масса вещества. v = m / М

Молярная масса – величина постоянная. Численное значение молярной массы соответствует значению относительной атомной или относительной молекулярной массы.

Экспериментально установлено, что 12 г углерода содержит 6•10^23 атомов. Значит один моль любого вещества, независимо от его агрегатного состояния содержит одинаковое число частиц – 6• 10^23 . Число 6•1023 названо постоянной Авогадро в честь итальянского учёного 19 века и обозначается NА. Единицы измерения атомы/моль или молекулы/моль. Закон Авагадро : Равные объемы любых газов (при одинаковых температуре и давлении) содержат равное число молекул.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: если в равных объемах всех газов содержится одинаковое число молекул, то молекулярный вес (m) любого газа должен быть пропорционален его плотности: m = k•d (где d – плотность, k — некий коэффициент пропорциональности.

Коэффициент k оказывается не просто коэффициентом пропорциональности – он показывает, сколько литров занимает 1 моль любого газа.

1 МОЛЬ любого газа при нормальных условиях (н.у.) занимает объем 22,4 л.

Нормальными условиями (н.у.) считают температуру 0 оС (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па).

Итак, 22,4 л – МОЛЯРНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗОВ при нормальных условиях.

Основные стехиометрические законы в химии: закон постоянства состава, закон сохранения массы вещества, закон кратных отношений, закон эквивалентов, закон мольных отношений. Основные газовые законы: Гей-Люссака, Шарля и Бойля-Мариотта, закон Клапейрона-Менделеева, закон Авогадро и следствия из него.

Закон сохранения массы веществ Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.

В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции 2Н2+О2=2Н2О Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.

Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.

Закон кратных отношений (Д. Дальтон): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.

Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно — восстановительных реакциях.

Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных п Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3 : 1 : 2.родуктов, как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений (Ж.Л. Гей-Люссак, 1808): объемы газов, реагирующих друг с другом или образующихся в результате химической реакции, соотносятся как небольшие целые числа (например: 1:1, 1:2, 1:3 и т.д.)

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро вытекают два следствия:

1.Одинаковое количество молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; NA = 6,02∙1023 моль–1.

Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях(температура 273 К, давление 101,3 кПа); равен 22,4 л∙моль–1.

Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль–1.

Закон объемных отношений. (Гей-Люссак, 1808 г.)

«Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа».

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Примеры. a) 2CO + O2 —> 2CO2

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

b) При синтезе аммиака из элементов: n2 + 3h2 —> 2nh3

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака — объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Закон Бойля-Мариотта Количественное соотношение между объемом и давлением газа впервые установил Роберт Бойль в 1662 г.

* Закон Бойля-Мариотта гласит, что при постоянной температуре объем газа обратно пропорционален его давлению.

Этот закон применим к любому фиксированному количеству газа . Закон Бойля-Мариотта записывают в виде P2V2=P1V1 (1)

Такая запись позволяет, например, зная исходный объем газа V1 и его давление р вычислить давление р2 в новом объеме V2.

studopedia.ru

Краткая биография Джона Дальтона

Дальтон Джон (1766—1844), английский естествоиспытатель.

Родился 6 сентября 1766 г. в деревне Иглсфилде (Англия) в бедной английской семье. Упорство и трудолюбие позволили Дальтону получить образование, и осенью 1781 г. он становится учителем математики.

В 1787 г. Дальтон начал свои научные исследования с наблюдений и экспериментального изучения воздуха. Этой же теме были посвящены его первые научные труды.

Пользуясь богатой школьной библиотекой, он занимался и математикой, разрабатывал новые задачи.

В 1793 г. Дальтон начал преподавательскую деятельность в Новом колледже Манчестера. К этому времени относится создание им «Метеорологических наблюдений и этюдов». В 1794 г. Дальтон стал членом Манчестерского литературного и философского общества. В 1800 г. его избрали секретарём, в мае 1808 г. — вице-президентом, а с 1817г. и до конца жизни Дальтон был президентом этого общества.

За время своей научной деятельности Дальтон сделал множество фундаментальных открытий: закон равномерного расширения газов при нагревании (1802 г.), закон кратных отношений (1803 г.), явление полимерии (на примере этилена и бутилена).

Он развивал атомную теорию и составлял таблицы атомных весов, выпустив в 1808 г. «Новую систему химической философии». В этом труде Дальтон подчёркивает два положения: все химические реакции — результат соединения или деления атомов, все атомы разных элементов имеют разный вес. Описанный учёным эффект цветовой слепоты получил в наши дни название «дальтонизм».

Дальтон был избран членом многих академий и научных обществ во всём мире. В 1826 г. английское правительство наградило его медалью «За развитие химической теории», отметив открытия в области химии и физики и, главным образом, создание атомной теории.

citaty.su

Смотрите еще:

  • Действительные правила Математика Тестирование онлайн Натуральные числа Это числа, которые используются при счете: 1, 2, 3. и т.д. Ноль не является натуральным. Натуральные числа принято обозначать символом N. Целые числа. Положительные и отрицательные […]
  • Термохимические расчеты по закону гесса Термохимические расчеты по закону гесса 2.7. Теплота реакции. Закон Гесса Разрыв и образование химических связей в ходе реакции сопровождается изменением энергии системы. Разница в энергиях связей в продуктах реакции и исходных […]
  • Правило е ё ю я Правило е ё ю я ДВОЙНАЯ РОЛЬ БУКВ Я, Ю, Е, Ё. Некоторые буквы могут обозначать как один, так и два звука. Буквы е, ё, ю, я после согласных в слове обозначают один звук: [э], [о], [у], [а] и указывают на мягкость этого […]
  • Ежемесячное пособие для двойни Какие выплаты положены родителям при рождении двойни У каждой женщины есть право на оформление декретного отпуска и получение его оплаты в соответствии с действующим законодательством. Основная цель таится в восстановительном периоде […]
  • Коллекторы радиаторные rehau НОВЫЕ РАСПРЕДЕЛИТЕЛЬНЫЕ КОЛЛЕКТОРЫ REHAU Представляем Вашему вниманию новые распределительные коллекторы REHAU для систем питьевого водоснабжения и радиаторной разводки. Главной особенностью новинки является система плавного […]
  • Расчет пенсии по старости 2012 год Трудовая пенсия по старости: особенности назначения и начисления Условия назначения трудовой пенсии по старости Обязательное соблюдение двух условий 1. Достижение общеустановленного пенсионного возраста Законодательством […]
  • Приказ 227 минспорта рф Приказ Министерства спорта РФ от 17 марта 2015 г. № 227 “Об утверждении Положения о Единой всероссийской спортивной классификации” В соответствии с частью 8 статьи 22 Федерального закона от 4 декабря 2007 г. № 329-ФЗ «О физической […]
  • Коллектор mitsubishi lancer 9 Выпускной коллектор / паук 4-2-1 "Stinger Sport" а/м Mitsubishi Lancer IX 2.0L 2006-07 г.в. 4G63-7JA Описание Характеристики Отзывы Модель автомобиля: Mitsubishi Lancer IX Производитель: ООО СТИНГЕР СПОРТ […]