В кінці XVIII століття були отримані емпіричним шляхом багато законів хімії. Ними можна було користуватися і застосовувати їх на практиці, але точний доказ було отримано лише через багато десятиліть потому. Одним з таких стовпів сучасної хімії став закон еквівалентів, який безпосередньо пов`язаний з іншими фундаментальними законами - законом збереження маси і правилом кратних відносин.
Передісторія
Підставою для нового положення став уже відомий в кінці XVIII століття закон постійного складу, який назвали законом збереження маси. Завдяки йому було з`ясовано, що різні хімічні речовини можуть взаємодіяти не довільно, а в строго певних пропорціях. Тому в хімічному лексиконі з`явилися слово «еквівалентність». Нове поняття в перекладі на російську мову означає «рівноцінність». Це був перший крок до створення правила, яке пізніше стало відомо як закон еквівалентів. Численні експерименти пізніше неодноразово підтверджували теоретичну здогад.
нове правило
Закон еквівалентів в хімії кілька разів міняв своє формулювання. У сучасних підручниках він записується в такий спосіб:
- «Еквівалентом будь-якого елементу вважають таке його кількість, яке може з`єднатися з одним молем водню».
Таке формулювання закону еквівалентів універсальна і використовується в шкільній хімії і в серйозних наукових експериментах. Наприклад, для відомого з`єднання HCl еквівалент хлору відповідає одному молю, в сполуки H2S, H2O еквіваленти для сірки і кисню дорівнюватимуть frac12- благаючи і так далі. У з`єднаннях виду HnX, де H - водень, X - інший хімічний елемент, n - кількість водню в молекулі, еквівалент елемента X завжди буде дорівнює 1 / n моль. Даний закон еквівалентів в хімії поширюється і на прості речовини, в яких водень взаємодіє з одним елементом, і на з`єднання, в яких водень сусідить з безліччю інших атомів.
еквівалентна маса
Висновком з нового закону стало нове поняття маси. Новий термін став дуже зручний для вимірювання зміни речовини в реакціях. Еквівалентної масою стали називати масу 1 еквівалента. Так, закон еквівалентів пророкує масу іншого елемента навіть без лабораторних досліджень. На наведеному прикладі сполуки соляної кислоти еквівалентна маса хлору дорівнює 34,45 г / моль. У поєднанні H2O еквівалентна маса кисню буде дорівнює 16: 2 = 8 г / моль і так далі.
Як це можна обчислити
Еквівалентну масу можна вирахувати методом аналізу отриманих сполук. Необов`язково при цьому досліджувана речовина з`єднувати з воднем для обчислення еквівалентної маси. Закон еквівалентів підтверджує, що досить знати склад з`єднання даного елементу і еквівалентну масу іншого елемента, з яким з`єднується наш невідомий зразок. Прикладом знаходження еквівалента може служити наступне завдання:
З`єднання 3 г натрію з надлишком хлору утворило 7,62 г куховарської солі (Хлориду натрію). Дізнайтеся еквівалентну масу натрію, якщо ЕCl = 35,45 г / моль.
З умови задачі випливає, що в продукті реакції - кухонної солі на 3 г натрію припадає 7,62 - 3 = 4,62 г хлору. Звідси випливає висновок:
ЕNa = 3 - 35,45: 4,62 = 23 г / моль.
молярна маса натрію легко визначається з таблиці Менделєєва. Вона дорівнює 23 г / моль. Звідси випливає, що еквівалентна маса натрію дорівнює одному молю.
складні елементи
Життя навколо нас жива і нежива природа складається з безлічі різних речовин, і більшість з них є складними. Тому часто еквіваленти визначаються по-різному, в залежності від того, зі складу якого сусіднього речовини вони були отримані. Але у всіх досліджуваних випадках різні еквіваленти ставилися один до одного як цілі малі числа. Приміром, досить взяти такі відомі сполуки, як оксид і Диоксид сірки. Еквівалентні маси цього елемента, обчислені вищенаведеним способом, дають значення 16 г / моль і 32 г / моль. Але співвідношення цих значень зводиться до простого виду 1: 2.
Дане правило було виведено емпіричним шляхом знаменитим англійським хіміком, лікарем і натуралістом Джоном Дальтоном. Учитель-самоучка, який ставив дивовижні експерименти спочатку приводив в переляк слуг і смішив сусідів. Проте, ставлячи свої невигадливі досліди, він підтвердив багато наукові припущення. Закон кратних відносин був вперше сформульований саме їм.
Закон еквівалентів поширюється і на складні сполуки, в яких взаємодіють кілька елементів. Поняття еквівалента для одного з елементів в складному поєднанні перестає бути однозначним. Для таких з`єднань формулювання закону еквівалентів звучить трохи інакше: "Як еквівалент складного речовини використовується таке його кількість, яке буде брати участь в хімічній реакції без залишку з одним еквівалентом елемента або складної сполуки, або ж з одним еквівалентом водню". 
Це правило використовується повсюдно. Якщо прибрати громіздкі визначення, його можна звести до наступного положенням: "Різні речовини можуть вступати в реакції тільки в тих кількостях, які пропорційні їх еквівалентів".
розчини
При вивченні та складанні розчинів всі перераховані вище закони застосовні в повній мірі. Тут роль еквівалента грає нова одиниця, яка носить назву г / еквівалент. Так називається кількість речовини, одна частинка якого (атом або іон) хімічно рівноцінна атому або іона водню. Таким чином, закон еквівалентів для розчинів звучить аналогічно класичним визначенням.
Загальний закон еквівалентів
Формула еквівалентів різних з`єднань в загальному випадку виглядає так:
- Е = Молярна маса / (число атомів елемента - валентність).
Як можна бачити, еквівалентність знаходиться в прямій залежності від молярної маси речовини і від його валентності. При наявності у хіміка інформації про еквівалентах невідомих елементів він може визначити його здатність вступати в хімічні реакції. При відомій кількості грам / еквівалентів речовини вчений може відразу зробити висновок про концентрацію і властивості того чи іншого розчину.
Стехиометрія
Кількісним складом речовин і їх співвідношенням в з`єднаннях присвячений окремих розділ хімії, званих стехіометрією. Завдання цього розділу теоретичної хімії складаються в розрахунку кількісних співвідношень в з`єднаннях. Для простих речовин це досить просто, а для складних - білків або вірусів, стехиометрические розрахунки стають дуже важким завданням.
