Атомно-молекулярне вчення. 
Стехіометричні закони та основні хімічні поняття

ВСТУП

хімічний молекулярний стехіометричний еквівалент

При вивченні хімії дуже велике значення має лабораторний практикум. Правильно поставлений експеримент дозволяє прослідкувати закономірності хімічних процесів, дослідити вплив різних факторів на те чи інше явище, запам’ятати властивості речовин, а також сприяє розвитку хімічного мислення. В процесі лабораторних занять розвиваються навички проведення хімічного експерименту, організації робочого місця, зборки нескладних приладів, дотримання правил техніки безпеки.

Запропоновані методичні розробки до лабораторного практикуму по загальній хімії диктуються специфікою викладання хімії студентам нехімічних спеціальностей, коли в порівняно короткий термін необхідно навчити студентів основним прийомам підготовки до експерименту, проведенню експерименту та його поясненню. Автори вважають, що більш широке введення кількісних задач з дослідницьким нахилом дозволяє зацікавити студентів хімічною наукою і приведе до широкого використання хімії в майбутній роботі.

Даний лабораторний практикум був перевірений на протязі останніх років на заняттях із студентами фізичного та інженерно-технічного факультетів Ужгородського національного університету.

ТЕХНІКА ЕКСПЕРИМЕНТУ В ХІМІЧНІЙ ЛАБОРАТОРІЇ

Лабораторії кафедри неорганічної хімії УжНУ забезпечені водогоном, електроенергією, витяжними шафами.

На кожному робочому столі є штатив з набором крапельниць, заповнених реактивами для роботи напівмікрометодом, набором баночок з сухими реактивами, набором чистих мікропробірок для кожного студента, техно-хімічні ваги з різноважками, дерев’яні тримачі для пробірок, мікройоршики для миття посуду, набір індикаторів, у витяжній шафі склянки з розчинами кислот, а також банки для зливу використаних реактивів.

Загальні правила роботи в хімічній лабораторії

Працюйте акуратно, без поспіху, дотримуйтесь тиші в лабораторії.

Працюйте в халаті і завжди на одному і тому ж місці.

Не захаращуйте робоче місце портфелями, сумками, одягом і т.д.

Перед тим, як приступити до роботи по даній темі, детально вивчіть її за описом.

Уважно спостерігайте за ходом досліду, відмічайте і описуйте його особливості (випадання і розчинення осадів, зміни забарвлення, температури, виділення газу і т.п.)

Не витрачайте реактивів більше, ніж необхідно для проведення досліду.

Не переносіть прилади, апарати та реактиви загального користування на свої робочі місця. Не плутайте крапельні піпетки від мікрокрапельниць і пробки від реактивних склянок.

Роботи з отруйними і шкідливими речовинами проводіть лише під тягою. Концентровані кислоти і луги наливайте у витяжній шафі, не переносіть їх на свої робочі місця.

Якщо випадково розіллєте кислоту або луг, то швидко змийте їх водою, а потім за вказівкою чергового лаборанта приведіть в належний порядок своє робоче місце.

Не виливайте в раковину відпрацьовані концентровані кислоти і луги, а використовуйте для цього спеціальні склянки, встановлені у витяжній шафі. Папір і залишки твердих речовин викидайте в кошики для сміття.

Відпрацьовані розчини солей Hg і Ag виливайте в спеціально відведений посуд.

Гарячі прилади і посуд ставте лише на спеціальні підставки, а не на відкритий стіл.

Без вказівки викладача не проводьте ніяких додаткових дослідів.

В ході експерименту акуратно ведіть записи в робочому журналі. Схема робочого журналу: 1) Дата; 2) Загальна тема лабораторної роботи; 3) Назва досліду; 4) Хімічні формули, рівняння реакцій і розрахунки експерименту; 5) Спостереження в ході поставленого досліду; 6) Висновки (таблиці, графіки, обговорення і пояснення результатів).

Після закінчення роботи помийте використаний посуд, приведіть в порядок робоче місце і здайте черговому студенту, який потім здає лабораторію черговому лаборанту.

Результати заняття запишіть по встановленій формі в робочий зошит і дайте на підпис викладачеві.

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНЕ ВЧЕННЯ. СТЕХІОМЕТРИЧНІ ЗАКОНИ ТА ОСНОВНІ ХІМІЧНІ ПОНЯТТЯ

Програмні вимоги до теми:

Поняття матерії. Форми існування матерії. Визначення речовини і поля. Закон збереження матерії. Закон збереження енергії. Рівняння, що виражає взаємозв'язок маси і енергії. Поняття про атом і молекулу. Визначення поняття «хімічний елемент.» Основні положення атомно-молекулярного вчення. Класифікація речовин: прості, складні. Класифікація хімічних сполук. Відмінність понять «проста речовина» і «елемент». Відносна атомна і молекулярна маса. Хімічна формула речовини. Види хімічних формул. Емпірична і молекулярна формула речовини. Розрахунки за хімічними формулами: визначення масової частки елементу в речовині і встановлення найпростішої формули речовини за масовими частками елементів. Хімічні та фізичні явища. Хімічні реакції. Ознаки хімічних реакцій. Хімічні рівняння реакцій. Розрахунки за хімічними рівняннями реакцій. Кількість речовини. Моль. Молярна маса. Зв’язок між кількістю речовини і її масою. Закон кратних відношень. Закон сталості складу. Дальтоніди і бертоліди. Закон збереження маси. Закон об'ємних відношень газів. Число Авогадро. Молярний об'єм. Закон Авогадро. Наслідки з закону Авогадро. Приведення об'єму газу до нормальних умов. Відносна густина одного газу за іншим. Встановлення відносної густини газу. Рівняння Менделєєва-Клапейрона і його значення. Поняття про еквівалент. Еквівалентний об'єм водню і кисню. Залежність між молярною масою, валентністю і еквівалентною масою елемента. Еквівалентні маси оксидів, основ, кислот і солей. Закон еквівалентів. Емпірична і молекулярна формула речовини.

Короткий виклад теоретичних питань

Предмет хімії

Сучасна хімія є одною з природничих наук і являє собою систему окремих наукових дисциплін: загальної і неорганічної хімії, аналітичної хімії, органічної хімії, фізичної та колоїдної хімії, геохімії, космохімії і т.д. Хімія — наука, що вивчає процеси перетворення речовин, які супроводжуються зміною складу і структури, а також взаємні переходи між цими процесами і іншими формами руху матерії. Тобто головним об'єктом хімії як науки є речовини і їх перетворення.

Відомі дві форми існування матерії: речовина і поле. Речовина — матеріальне утворення, що складається із елементарних часток, які мають власну масу (масу спокою). На відміну від речовини, поле — матеріальне середовище, в якому відбувається взаємодія часток, які не мають маси спокою. Поле не є безпосереднім об'єктом вивчення в хімії і проявляється перш за все енергетичними характеристиками.

У визначенні хімії підкреслюється взаємозв'язок хімічної і інших форм руху матерії. Рух є спосіб існування матерії, її корінна і невід'ємна властивість. Специфіка хімічної форми руху матерії - зміна складу речовини. Хімічні процеси утворення і руйнування речовини завжди супроводжуються зміною їх складу і структури. Різні форми руху матерії взаємопов'язані. Добре відомі приклади тісного зв’язку між різними формами руху матерії, наприклад хімічної, біологічної та фізичної: в останні роки сильного розвитку зазнала молекулярна біологія, спостерігається бурхливий розвиток біохімії, біоорганічної, біонеорганічної, біофізичної хімії. Процес взаємопроникнення різних природничих наук — об'єктивний наслідок існуючого в природі загального взаємозв'язку різних форм руху матерії.

Неорганічна хімія займається вивченням елементів періодичної системи та утворених з атомів елементів простих і складних речовин. Загальна хімія займається розробкою теоретичних уявлень і концепцій про склад і будову речовин, про загальні закономірності перебігу хімічних процесів, що є фундаментом всієї системи хімічних знань. Неорганічна хімія на сучасному етапі успішно вирішує завдання по створенню нових неорганічних речовин із заданими властивостями.

Основний експериментальний метод хімії - метод проведення хімічних реакцій. Хімічні реакції - це процес перетворення одних речовин (вихідних) в інші (продукти реакції); продукти хімічної реакції мають склад, а відповідно будову і властивості, відмінні від вихідних.

Аналітична хімія використовує хімічні реакції для встановлення якісного і кількісного складу речовин. На основі хімічних реакцій здійснюється неорганічний синтез.

До числа фундаментальних узагальнень хімії входять атомно-молекулярна теорія, стехіометричні закони, Періодичний закон і теорія хімічної будови.

Атомно-молекулярна теорія

Творцем атомно-молекулярної теорії є М. В. Ломоносов. Він вперше чітко розділив дві ступені в будові речовини: елементи (в нашому розумінні атоми) і корпускули (молекули).

Основні положення атомно-молекулярного вчення:

Речовини мають дискретну будову. Вони складаються з часток (структурних елементів речовин) — молекул, атомів або іонів.

Частки речовин (молекули, атоми або інші) безперервно безладно рухаються.

Між складовими частками речовини є відстані.

Між складовими частками речовин діють сили взаємного притягання і відштовхування.

Молекули складаються з атомів.

Молекули зберігаються під час фізичних явищ і руйнуються під час хімічних явищ (при хімічних реакціях).

Під час хімічних реакцій атоми зберігаються — при цьому відбувається їх перегрупування, що приводить до утворення нових речовин.

Різноманітність речовин зумовлена різним порядком сполучення атомів.

Основні хімічні поняття

Основними поняттями атомно-молекулярного вчення є молекула, атом, хімічний елемент, проста та складна речовина.

Молекула — це здатна до самостійного існування найменша частка речовини, що зберігає хімічні властивості цієї речовини. Існування молекул підтверджується зміною агрегатного стану, розчиненням речовин, зміною розмірів тіл із зміною температури, броунівським рухом, явищем дифузії. Як реальні частки молекули мають розміри і масу. Сукупності молекул (речовині) притаманні певні фізичні властивості: агрегатний стан, колір, запах, густина, температура плавлення та кипіння, електропровідність і т.д. Молекула складається з атомів, які з'єднані між собою хімічними зв’язками в певній послідовності і певним чином орієнтовані в просторі.

Атом — це реально існуюча хімічно неподільна електрично нейтральна частка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Атом — це система, що складається з елементарних часток — протонів, нейтронів та електронів. Протони та нейтрони знаходяться в ядрі (центральна частина атома), радіус якого складає 10^-14-10^-15 м, а електрони утворюють електронну оболонку, розміри якої визначають розміри атома. Атоми — хімічно неподільні частки, тобто під час хімічних реакцій атоми певного виду залишаються незмінними, вони не зникають і не перетворюються в інші. Атоми руйнуються в процесі ядерних реакцій. Кількісною характеристикою атому є заряд його ядра та його відносна атомна маса. В залежності від кількості протонів (відповідно, і електронів, бо атом електронейтральний), які входять до складу атому, існують атоми різних видів.

Хімічний елемент — це умовне поняття, яке введене з метою позначення окремих різновидів атомів з певним зарядом ядра. Кожен хімічний елемент має свою назву (наприклад, Гідроген — елемент, до складу атому якого входить 1 протон, Оксиген — елемент, до складу атому якого входить 8 протонів, Купрум — елемент, до складу атому якого входить 29 протонів). Атом кожного окремого елементу позначають з допомогою хімічного знаку (символу): наприклад, Гідроген — Н, Оксиген — О, Купрум — Cu. Всі відомі елементи вказані в Періодичній системі елементів. Порядковий номер елементу в таблиці вказує на кількість протонів в його атомі, цифра під знаком елементу вказує на відносну масу атому цього елементу. Носієм властивостей хімічного елементу є атом. За будовою електронних оболонок атомів хімічні елементи поділяють на s-, p-, d-, f-елементи. За хімічними властивостями розрізняють елементи з металічними та неметалічними властивостями. За походженням виділяють природні та штучні елементи. Природні - це елементи, що існують в природі в складі простих або складних речовин. Природними є елементи з порядковим номером від 1 до 94. Штучні - це елементи, одержані під час перебігу ядерних реакцій. Штучними є елементи, порядковий номер яких 94. До них належать елементи, усі ізотопи яких радіоактивні. Це елементи з порядковими номерами 43, 61, 84−110. За поширенням в природі елементи поділяють на поширені та розсіяні. Найбільш поширеними є Оксиген (47% маси земної кори), Силіцій (29,5%) Алюміній (8,05%), Ферум (4,74%). Розсіяні елементи містяться в мінералах як домішки.

Прості та складні речовини

Речовини є сукупностями молекул чи атомів (іонів). Усі речовини за складом поділяють на прості та складні. Простими називають речовини, що складаються з атомів одного елементу, тобто це форма існування хімічного елементу у вільному стані. Складними називають речовини, що складаються з атомів різних елементів, тобто це форма існування хімічних елементів у зв’язаному стані. Алотропія — це явище існування хімічного елементу у вигляді двох або кількох простих речовин, відмінних за властивостями. Відмінності властивостей алотропних модифікацій обумовлені різним числом атомів у молекулі або різною структурою кристалів. Завдяки алотропії число простих речовин (500) більше, ніж хімічних елементів (110).

Хімічна символіка

Для зображення складу речовин та процесу їх перетворень розроблена відповідна хімічна символіка: символи хімічних елементів, хімічні формули та рівняння хімічних реакцій.

Символ елементу — це одна або дві перші букви латинських назв хімічних елементів. Хімічний символ елементу відображає один атом хімічного елементу. Знаючи символ елементу, можна, використовуючи періодичну таблицю елементів, назвати його, вказати число протонів в його атомі, а також величину відносної атомної маси.

Хімічна формула — це позначення складу сполуки за допомогою символів атомів елементів, з яких вона складається, та індексів — цифр, проставлених справа і трохи нижче від символу певного елементу, які вказують на число атомів цього елементу в сполуці (індекс 1 не ставиться). Використовують різні види хімічних формул:

Молекулярна формула відображає якісний склад речовини; кількісний склад речовини; одну молекулу речовини. Знаючи молекулярну формулу, можна встановити співвідношення мас елементів, які входять до складу речовини, а також молекулярну масу речовини.

Емпіричні формули базуються на результатах дослідів і відображають якісний склад речовин; стехіометричне співвідношення атомів елементів у речовині; одну умовну частку речовини.

Електронні формули схематично зображають механізм утворення хімічних зв’язків у молекулах. Вони записуються за допомогою хімічних символів та крапок, якими позначають електрони зовнішнього енергетичного рівня атомів, що приймають участь в утворенні хімічних зв’язків.

Графічні формули схематично зображають порядок сполучення атомів у молекулах. Графічні формули не відображають просторову будову молекули. Для зображення просторової будови користуються моделями молекул — кулестержневими.

Хімічні рівняння — це зображення перебігу хімічної реакції за допомогою хімічних символів, формул та коефіцієнтів. Коефіцієнти — це великі цифри, що стоять перед формулами речовин і показують число окремих атомів або молекул. Розрізняють такі види хімічних рівнянь: молекулярні, іонні, електронні та електронно-іонні рівняння напівреакцій, термохімічні:

молекулярні рівняння описують всі зміни в реакційній системі в цілому, при цьому речовини зображають молекулярними або емпіричними формулами:

2FeCl₃+2KI+3H₂SO₄ 2FeSO₄+I₂+6HCl+K₂SO₄;

іонні рівняння відображають реакції між іонами; в них не вказують іонів, що не беруть участь в реакції:

H⁺+OHH₂O ;

10Cl-+2MnO₄-+16H⁺ 5Cl₂+2Mn²⁺+8H₂O ;

3) електронні рівняння напівреакцій описують процеси окиснення чи відновлення, які відбуваються під час окисно-відновних реакцій, тобто процеси переходу електронів:

;

в електронно-іонних рівняннях, окрім процесу переходу електронів вказують і іони, що беруть участь в окисно-відновних процесах

4) термохімічні рівняння — це рівняння, в яких вказується тепловий ефект хімічної реакції та агрегатний стан речовин:

S_(кр.) + O_2(газ) SO_2(газ) + 297 кДж

Фізичні величини в хімії

У хімії використовуються різні фізичні величини, найчастіше такі: маса, об'єм, кількість речовини, густина, відносна атомна маса, відносна молекулярна маса, молярна маса, молярний об'єм, відносна густина газів, тиск, температура, час, концентрація, швидкість хімічної реакції, електричний заряд тощо. Окремі величини представлені нижче в таблиці:

Атомна одиниця маси (а.о.м.) (сучасна позасистемна одиниця вимірювання атомних і молекулярних мас) є маси атома ізотопу Карбону ¹²С: 1 а.о.м. = 1,6610-²⁴ г.

Відносна атомна маса хімічного елементу — це фізична величина, що визначається відношенням маси атому елементу до частки маси атома ізотопу Карбону ¹²С:

A_r = m_атому(m) —¹ = m_атому/1 а.о.м. = m_атому/1,6610-²⁷ кг,

де m_атому — маса атому елементу.

Відносна молекулярна маса — це фізична величина, що визначається відношенням маси молекули до частки маси атома ізотопу Карбону ¹²С. Відносна молекулярна маса розраховується за хімічною формулою як сума відносних атомних мас всіх атомів елементів, що входять до складу молекул:

M_r(B_lC_nD_m) = l A_r(B) + n A_r© + m A_r(D),

де B_lC_nD_m— формула речовини; A_r— відносна атомна маса елементів; l, n, m — індекси хімічних елементів у формулі.

Кількість речовини — це фізична величина, що визначається числом часток — структурних елементів речовини: молекул, атомів, іонів. Одиницею її вимірювання є моль. Моль — це кількість речовини, що містить стільки часток — структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів), скільки атомів є в ізотопі Карбону ¹²С масою 0,012 кг. Це число дорівнює 6,0210²³.

Число Авогадро N_A = 6,0210²³ моль-¹ вказує число часток, структурних елементів у речовині, кількість якої становить 1 моль. Поняття «моль» застосовують щодо речовин в будь-якому агрегатному стані. Кількість речовини пов’язана з іншими величинами слідуючим чином:

=; =; = ,

де m — маса речовини; M — молярна маса; N — число часток; N_A — стала Авогадро; V — об'єм речовини (н.у.); V_m — молярний об'єм речовини.

Молярна маса (М) — це фізична величина, що визначається відношенням маси речовини до кількості речовини, яка їй відповідає:

М = ,

де m — маса речовини; - кількість речовини, що їй відповідає. Одиниця вимірювання кг/моль, г/моль.

Молярний об'єм (V_m) — це фізична величина, що визначається відношенням об'єму речовини до відповідної кількості речовини:

V_m = ,

де V — об'єм речовини, — кількість речовини, що йому відповідає. Одиниця вимірювання м³/моль, л/моль.

ЗАКОНИ

До основних стехіометричних законів належать: закон збереження маси; закон еквівалентів; закон кратних відношень; закон сталості складу; закони ідеальних газів; закон Авогадро.

Закон збереження маси

Один із фундаментальних і загальних законів природи є закон збереження маси, відкритий у 1748 р. М. В. Ломоносовим: маса речовин, що вступають в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються внаслідок реакції.

На початку ХХ ст. А. Ейнштейн пропонує принцип еквівалентності маси і енергії, згідно з яким зміна маси речовини m відповідає певній кількості енергії: Е = mС², де С— швидкість світла (310⁸ м/с). Відносно невеликі енергетичні ефекти хімічних реакцій [(1−5)10² кДж/моль] не можуть привести до помітної зміни мас речовин, що реагують. Саме тому експериментальні перевірки закону збереження маси речовин завжди підтверджували його правильність.

Закон еквівалентів

Вже перші кількісні дослідження хімічних перетворень показали, що речовини реагують між собою тільки в певних масових співвідношеннях. Для характеристики масових кількостей речовин, що сполучаються одна з одною без залишку було введено поняття «еквівалент». Хімічним еквівалентом елементу є така його масова кількість, яка сполучається з 1,008 масової частки Гідрогену або з 8 масовими частками Оксигену, або заміщує ті самі кількості Гідрогену чи Оксигену в їх хімічних сполуках. Закон еквівалентів був експериментально встановлений німецьким вченим В. Ріхтером в 1797 р., і остаточно сформульований Дж. Дальтоном у 1801 р.: хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам: .

Еквівалентну масу простої речовини обчислюють, виходячи з атомної маси (А) і валентності елементу (b) за формулою. Еквівалент елементу в складній сполуці А_nВ_m обчислюють за формулою

де М — молекулярна маса речовини; n — кількість атомів даного елементу в сполуці, b — валентність елементу.

При розв’язуванні задач на визначення еквівалентних мас необхідно знати:

еквівалентна маса оксиду рівна сумі еквівалентних мас Оксигену і елементу, що входить до його складу;

еквівалентна маса кислоти рівна сумі еквівалентних мас Гідрогену і кислотного залишку;

еквівалентна маса основи дорівнює сумі еквівалентних мас металу і гідроксогрупи;

еквівалентна маса солі дорівнює сумі еквівалентних мас металу і кислотного залишку.

Для визначення еквівалентної маси кислоти необхідно розділити її молярну масу на основність кислоти. Для визначення еквівалентної маси основи необхідно її молярну масу розділити на кислотність основи. Для визначення еквівалентної маси солі необхідно її молярну масу розділити на добуток числа атомів металу у молекулі солі на валентність металу. В загальному випадку еквівалент складної речовини не є постійною величиною, а залежить від хімічної реакції, в якій ця речовина бере участь. Якщо в реакції приймають участь газоподібні речовини, то користуються еквівалентним об'ємом, який займає при даних умовах еквівалент газоподібної речовини. Еквівалентний об'єм водню при н.у. рівний 11,2 л, а кисню — 5,6 л.

Закон сталості складу речовини

Закон сталості складу речовин був відкритий у 1801 році Ж. Прустом: кожна чиста речовина молекулярної будови незалежно від способу і умов її добування має певний сталий (незмінний) склад.

Наприклад, сірчистий газ можна добувати різними способами (наприклад, згідно рівнянь реакцій S+O₂ SO₂; Cu+2H₂SO₄ CuSO₄+SO₂+2H₂O; 2H₂O+3O₂ 2SO₂+2H₂O), проте одержаний SO₂ у чистому вигляді завжди містить 50 мас.% Сульфуру і 50 мас.% Оксигену.

Ще за часів Ж. Пруста правильність цього закону заперечувалася К. Бертоле, який вважав, що склад речовини є величина змінна і залежно від умов добування може змінюватись в певних межах. Лише в ХХ ст. Завдяки роботам М. С. Курнакова було показано, що в природі можуть бути два типи сполук: із сталим та змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочислове атомне співвідношення компонентів називають дальтонідами. До них належать сполуки з ковалентним зв’язком, що при звичайних умовах перебувають у газоподібному і рідкому станах. Сполуки, що мають змінний склад, а стехіометричне співвідношення компонентів яких не відповідає цілим числам, називаються бертолідами. До бертолідів належать кристалічні сполуки в основному перехідних металів типу оксидів, сульфідів, нітридів, фосфідів, карбідів, гідридів тощо. Наприклад, Цирконій з Нітрогеном утворює сполуки, склад яких може змінюватися в певних межах: ZrN_0,59-ZrN_0,89, а Титан з Гідрогеном TiH-TiH₂.

Закон кратних відношень

Закон кратних відношень відкритий Дж. Дальтоном у 1803 році: якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то масові кількості одного з елементів, що припадають у цих сполуках на ту саму масову кількість другого елемента відносяться між собою як прості цілі числа.

Оксиди Нітрогену

Газові закони

Стан даної маси газу визначається температурою t, тиском р і об'ємом V. Якщо р = 1,1 325 105 Па і t = 0^оС, то умови, при яких знаходиться газ, називають нормальними (н.у.). Об'єм при н.у. прийнять позначати V₀, а тиск — р₀. Стан газу, що знаходиться при умовах, відмінних від нормальних, описується такими законами:

При постійній температурі об'єм даної маси газу обернено пропорційний тиску (закон Бойля-Маріотта) (1660−1677 рр.): або: при Т = const рV = const

При постійному тиску об'єм даної маси газу при підвищенні його температури на 1^оС збільшується на 1/273,15 частину об'єму V₀, який газ займав при 0^оС:

V = V₀(1+ t) або V = V₀

Якщо ввести позначення абсолютної температури Т = t+273,15 К, то одержимо:, так як є величина постійна, то маємо: const при р = const (закон Гей-Люссака, 1802 р.).

При постійному об'ємі залежність тиску даної маси газу від температури виразиться рівняннямр = р₀(1+ t) або = const при V = const (закон Шарля, 1787 р.)

Закон Авогадро

У рівних об'ємах різних газів за однакових умов (тиск, температура) міститься однакове число молекул.

Наслідки: 1) так як число молекул в 1 молі будь-якої речовини постійне, то різні речовини кількістю 1 моль в газоподібному стані при однакових умовах займають рівні об'єми. Молярний об'єм ідеального газу (при н.у.) V_m0 = 22,41 410-³ м³/моль = 22,414 л/моль. Звідси випливає, що густину газу, тобто масу 1 л (при н.у.) можна визначити, якщо відома його молярна маса М: ₀=; 2) співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їх відносних молекулярних або молярних мас: ₁/₂=М₁/М₂.

Об'єднуючи закони Бойля-Маріота, Гей-Люсака і Шарля одержимо рівняння стану ідеального газу

= = =… = =const

Рівняння Менделєєва-Клапейрона

Якщо величину віднести до кількості газу, рівній 1 моль, то вона буде мати певне значення, однакове для всіх газів. Ця величина називається універсальною газовою сталою і позначається через R. Відповідно, для будь-якого газу кількістю 1 моль = R. Тоді = R або рV=RT - це рівняння називається рівнянням Менделєєва-Клапейрона. Якщо газ узятий кількістю моль, то рівняння Менделєєва-Клапейрона приймає вигляд

РV=RT; =; РV=RT.