Закон сохранения массы сущность закона. Сущность химической реакции. Закон сохранения массы веществ (химия). Что мы узнали

Основные понятия химии.

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химические реакции.Типы химических реакций.

Химическая реакция - это превращение одних веществ в другие. Реагенты - вещества, вступающие в химическую реакцию Продукты реакции - вещества, полученные после химической реакции. Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) иэкзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.

Типы химических реакций-явление, при котором одни вещества превращаются в другие, называют химической реакцией.

СОЕДИНЕНИЯ
A + B = AB
Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: CaO+H 2 O=Ca(OH) 2
PbO+SiO 2 =PbSiO 3

РАЗЛОЖЕНИЯ
AB = A + B
Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ:Cu(OH) 2 =CuO+H 2 O;CaCO 3 =CaO+CO 2

ЗАМЕЩЕНИЯ
A + BC =AC + B
Атом простого вещества замещает один из атомов сложного: CuSO 4 +Fe=FeSO 4 +Cu;2KBr+Cl 2 =2KCl+Br 2

ОБМЕНА
AB + CD = AD + CB
Сложные вещества обмениваются своими составными частями: AgNO3+KBr=AgBr ;NaOH+HCl=NaCl+H 2 O

Закон сохранения массы веществ

М.В.Ломоносов (1748г.) Массы веществ в ступивших в реакцию=массе веществ образующихся в результате реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы m соотношением E = m c 2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10 -11 г и m практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где Е в ~10 6 раз больше, чем в химических реакциях, m следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Закон постоянства состава

Пруст (1799-1803гг.) Каждое чистое вещество независимо от места нахождения и способа получения имеет постоянный количественный и качественный состав.

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г. Он писал: "От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь".

Закон сохранения энергии

Майер. Энергия в произвольной замкнутой системе при любых процессах, происходящих в системе остается величиной постоянной и лишь переходят из одной формы в другую.

СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ ЗАКОН : в изолир. системе энергия системы остается постоянной, возможны лишь переходы одного вида энергии в другой. В термодинамике сохранения энергии закону соответствует первое начало термодинамики, к-рое выражается ур-нием Q = U + W, где Q-кол-во сообщенной системе теплоты,U-изменениевнутр. энергии системы, W - совершенная системой работа. Частный случай сохранения энергии закона-Гесса закон.Понятие энергии подверглось пересмотру в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905): полная энергия E пропорциональна массе т и связана с ней соотношением Е = тс 2 , где с-скорость света. Поэтому массу можно выражать в единицах энергии и сформулировать более общий закон сохранения массы и энергии: в изо-лир. системе сумма масс и энергии постоянна и возможны лишь превращения в строго эквивалентных соотношениях одних форм энергии в другие и эквивалентно связанные друг с другом изменения массы и энергии.

Закон сохранения мех. энергии впервые сформулировал Г. Лейбниц в 1686, затем Ю. Майер в 1841, Дж. Джоуль в 1843 и Г. Гельмгольц в 1847 экспериментально открыли сохранения энергии закон в немеханических явлениях.

· Упругость · Пластичность · Закон Гука · Реология · Вязкоупругость

Закон сохранения массы - закон физики , согласно которому масса физической системы сохраняется при всех природных и искусственных процессах.

Ничто не может произойти из ничего, и никак не может то, что есть, уничтожиться.

Ранее Эмпедокла «принцип сохранения» применялся представителями Милетской школы для формулировки теоретических представлений о первовеществе, основе всего сущего.

Позже аналогичный тезис высказывали Демокрит , Аристотель и Эпикур (в пересказе Лукреция Кара). Средневековые учёные также не высказывали никаких сомнений в истинности этого закона. В 1630 году Жан Рэ (Jean Rey, 1583-1645), доктор из Перигора, писал Мерсенну :

Вес настолько тесно привязан к веществу элементов, что, превращаясь из одного в другой, они всегда сохраняют тот же самый вес.

Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у другого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю от бодрствования и т. д.

В дальнейшем, вплоть до создания физики микромира, закон сохранения массы считался истинным и очевидным. Иммануил Кант объявил этот закон постулатом естествознания (1786). Лавуазье в «Начальном учебнике химии» (), приводит точную количественную формулировку закона сохранения массы вещества, однако не объявляет его каким-то новым и важным законом, а просто упоминает мимоходом как о хорошо известном и давно установленном факте. Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон так :

Ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции [химической реакции] имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки. На этом положении основано всё искусство делать опыты в химии.

Другими словами, сохраняется масса закрытой физической системы , в которой происходит химическая реакция, а сумма масс всех веществ, вступивших в эту реакцию, равна сумме масс всех продуктов реакции (то есть тоже сохраняется). Масса считается аддитивной.

Современное состояние

В XX веке обнаружились два новых свойства массы.

(M1 ) Масса физического объекта зависит от его внутренней энергии (см. Эквивалентность массы и энергии). При поглощении внешней энергии масса растёт, при потере - уменьшается. Отсюда следует, что масса сохраняется только в изолированной системе , то есть при отсутствии обмена энергией с внешней средой. Особенно ощутимо изменение массы при ядерных реакциях . Но даже при химических реакциях, которые сопровождаются выделением (или поглощением) тепла, масса не сохраняется, хотя в этом случае дефект массы ничтожен. Академик Л. Б. Окунь пишет:

Чтобы подчеркнуть, что масса тела меняется всегда, когда меняется его внутренняя энергия, рассмотрим два обыденных примера:
1) при нагревании железного утюга на 200° его масса возрастает на величину ;
2) при полном превращении некоторого количества льда в воду .

(M2 ) Масса не является аддитивной величиной: масса системы не равна сумме масс её составляющих. Примеры неаддитивности:

• Электрон и позитрон , каждый из которых обладает массой, могут аннигилировать в фотоны , не имеющие массы поодиночке, а обладающие ею только как система.
• Масса дейтрона , состоящего из одного протона и одного нейтрона , не равна сумме масс своих составляющих, поскольку следует учесть энергию взаимодействия частиц.
• При термоядерных реакциях, происходящих внутри Солнца, масса водорода не равна массе получившегося из него гелия.
• Особенно яркий пример: масса протона (≈938 МэВ) в несколько десятков раз больше массы составляющих его кварков (около 11 МэВ).

Таким образом, при физических процессах, которые сопровождаются распадом или синтезом физических структур, не сохраняется сумма масс составляющих (компонентов) системы, но сохраняется общая масса этой (изолированной) системы:

• Масса системы получившихся при аннигиляции фотонов равна массе системы, состоящей из аннигилирующих электрона и позитрона.
• Масса системы, состоящей из дейтрона (с учётом энергии связи), равна массе системы, состоящей из одного протона и одного нейтрона отдельно.
• Масса системы, состоящей из получившегося при термоядерных реакциях гелия, с учётом выделенной энергии, равна массе водорода.

Сказанное означает, что в современной физике закон сохранения массы тесно связан с законом сохранения энергии и выполняется с таким же ограничением - надо учитывать обмен системы энергией с внешней средой.

Более детально

Чтобы более детально пояснить, почему масса в современной физике оказывается неаддитивной (масса системы не равна - вообще говоря - сумме масс компонент), следует вначале заметить, что под термином масса в современной физике понимается лоренц-инвариантная величина :

где - энергия , - импульс , - скорость света . И сразу заметим, что это выражение одинаково легко применимо к точечной бесструктурной («элементарной») частице, так и к любой физической системе, причём в последнем случае энергия и импульс системы вычисляются просто суммированием энергий и импульсов компонент системы (энергия и импульс - аддитивны).

• Можно попутно заметить также, что вектор импульса-энергии системы - это 4-вектор , то есть его компоненты преобразуются при переходе к другой системе отсчета в соответствии с преобразованиями Лоренца , поскольку так преобразуются его слагаемые - 4-векторы энергии-импульса составляющих систему частиц. А поскольку масса, определённая выше, есть длина этого вектора в Лоренцевой метрике, то она оказывается инвариантной (лоренц-инвариантной), то есть не зависит от системы отччета, в которой ее измеряют или рассчитывают.

Кроме того, заметим, что - универсальная константа, то есть просто число, которое не меняется никогда, поэтому в принципе можно выбрать такую систему единиц измерения, чтобы выполнялось , и тогда упомянутая формула будет менее загромождена:

как и остальные связанные с нею формулы (и мы ниже будем для краткости использовать именно такую систему единиц).

Рассмотрев уже самый парадоксальный на вид случай нарушения аддитивности массы - случай, когда система нескольких (для простоты ограничимся двумя) безмассовых частиц (например фотонов) может иметь ненулевую массу, легко увидеть механизм, порождающий неаддитивность массы.

Пусть есть два фотона 1 b 2 с противоположными импульсами: . Масса каждого фотона, как известно, равна нулю, следовательно можно записать:

то есть энергия каждого фотона равна модулю его импульса. Заметим попутно, что масса равна нулю за счет вычитания под знаком корня ненулевых величин друг из друга.

Рассмотрим теперь систему этих двух фотонов как целое, посчитав ее импульс и энергию. Как видим, импульс этой системы равен нулю (импульсы фотонов, сложившись, уничтожились, так как эти фотоны летят в противоположных направлениях) :

Энергия же нашей физической системы будет просто суммой энергий первого и второго фотона:

Ну и отсюда масса системы:

(импульсы уничтожились, а энергии сложились - они не могут быть разного знака).

В общем случае всё происходит аналогично этому, наиболее отчётливому и простому примеру. Вообще говоря, частицы, образующие систему, не обязательно должны иметь нулевые массы, достаточно, чтобы массы были малы или хотя бы сравнимы с энергиями или импульсами , и эффект будет большим или заметным. Также видно, что точной аддитивности массы нет практически никогда, за исключением лишь достаточно специальных случаев.

Масса и инертность

Отсутствие аддитивности массы, казалось бы, вносит затруднения. Однако они искупаются не только тем, что определённая так (а не иначе, например, не как энергия деленная на квадрат скорости света) масса оказывается лоренц-инвариантной, удобной и формально красивой величиной, но и имеет физический смысл, точно соответствующий обычному классическому пониманию массы как меры инертности.

А именно для системы отстчета покоя физической системы (то есть той системы отсчета, в которой импульс физической системы ноль) или систем отсчета, в которых система покоя медленно (по сравнению со скоростью света) движется, упомянутое выше определение массы

Полностью соответствует классической ньютоновской массе (входит во второй закон Ньютона).

Это можно конкретно проиллюстрировать, рассмотрев систему, снаружи (для внешних взаимодействий) являющейся обычным твердым телом, а внутри содержащую быстро движущиеся частицы. Например, рассмотрев зеркальный ящик с идеально отражающими стенками, внутри которого - фотоны (электромагнитные волны).

Пусть для простоты и большей четкости эффекта сам ящик (почти) невесом. Тогда, если, как в рассмотренном в параграфе выше примере, суммарный импульс фотонов внутри ящика ноль, то ящик будет в целом неподвижен. При этом он должен под действием внешних сил (например если мы станем его толкать), вести себя как тело с массой, равной суммарной энергии фотонов внутри, деленной на .

Рассмотрим это качественно. Пусть мы толкаем ящик, и он приобрел из-за этого некоторую скорость вправо. Будем для простоты сейчас говорить только об электромагнитных волнах, бегущих строго вправо и влево. Электромагнитная волна, отражающаяся от левой стенки, повысит свою частоту (вследствие эффекта Допплера) и энергию. Волна, отражающаяся от правой стенки, напротив, уменьшит при отражении свои частоту и энергию, однако суммарная энергия увеличится, так как полной компенсации не будет. В итоге тело приобретет кинетическую энергию , равную (если ), что означает, что ящик ведет себя как классическое тело массы . Тот же результат можно (и даже легче) получить для отражения (отскока) от стенок быстрых релятивистских дискретных частиц (для нерелятивистских тоже, но в этом случае масса просто окажется суммой масс частиц, находящихся в ящике).

Примечания

Литература

• Джеммер М. Понятие массы в классической и современной физике . - М.: Прогресс, 1967. (Переиздание: Едиториал УРСС, 2003, ISBN 5-354-00363-6)
• Окунь Л. Б. Понятие массы (Масса, энергия, относительность). Успехи физических наук, № 158 (1989).
• Спасский Б. И. История физики . - М .: Высшая школа, 1977.
  • Том 1: часть 1-я часть 2-я
  • Том 2: часть 1-я часть 2-я

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Закон сохранения массы" в других словарях:

Фундаментальный закон нерелятивистской ньютоновской механики, согласно которому масса вещества, поступающего в замкнутую систему, либо накапливается в ней, либо покидает ее, т. е. масса поступающего в систему вещества минус масса выходящего из… … Экологический словарь

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ - важнейший закон химии, установленный в 1748 г. М. В. Ломоносовым, а позже и А. Л. Лавуазье. В соответствии с этим законом общая масса всех веществ, участвующих в хим. реакции, в ее начале равна их массе в конце, какие бы реакции ни происходили.… … Большая политехническая энциклопедия

ХИМИЯ

Методические указания к практическим занятиям

и для самостоятельной подготовки студентов всех

специальностей дневной и заочной форм обучения

Строение атома и химическая связь

учебно-методическим управлением

ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет»

Одобрено кафедрой «Технологии металлов» « » мая 2011 г., протокол №

Составители: канд. хим. наук, доцент И. М. Лужанская

канд. биол. наук, ст. преподаватель И. А. Лисовая

Рецензент ст. преподаватель В.Ф. Пацей

В методических указаниях рассмотрены современные представления о строении атома, структура периодической системы элементов, дается объяснение свойств химических элементов в зависимости от их положения в периодической системе. Представлены основные виды химической связи и механизмы их образования. Даны примеры составления электронных конфигураций атомов и схемы образования химических соединенийэ.

Ответственный за выпуск Д. И. Якубович

Технический редактор А. Т. Червинская

Компьютерная верстка Н. П. Полевничая

Подписано в печать. Формат 60x84/16. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс.

Печать трафаретная. Усл.- печ. л. . Уч.-изд. л. . Тираж 180 экз. Заказ №

Издатель и полиграфическое исполнение

Государственное учреждение высшего профессионального образования

«Белорусско-Российский университет»

ЛИ № 02330/375 от 29.06.2004 г.

212000, г. Могилев, пр. Мира, 43

© ГУ ВПО «Белорусско-Российский

университет», 2011

1 Основные понятия химии

Химия - одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются.

Вещество - вид материи, которая обладает массой покоя. Состоит из элементарных частиц: электронов, протонов, нейтронов, мезонов и др. Химия изучает главным образом вещество, организованное в атомы, молекулы, ионы и радикалы. Такие вещества принято подразделять на простые и сложные (химические соединения).

1.1 Простые и сложные вещества. Аллотропия

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента и поэтому являются формой его существования в свободном состоянии, например, сера, железо, озон, алмаз, азот.

Сложные вещества образованы разными элементами и могут иметь состав постоянный (стехиометрические соединения или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения или бертоллиды).

Химический элемент - множество атомов с одинаковым зарядом ядра, числом протонов, совпадающим с порядковым номером в Периодической системе элементов Менделеева. Каждый химический элемент имеет свое название и символ.

Атом - наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Понятие простое вещество нельзя отождествлять с понятием химический элемент . Свойства химического элемента относятся к его отдельным атомам. Свойства простого вещества: плотность, растворимость, температуры плавления и кипения относятся к совокупности атомов. Один и тот же химический элемент может существовать в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией , а образующие вещества - аллотропными модификациями или аллотропными формами.

Химический элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород и озон, элемент углерод образует четыре аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле (например, кислород О 2 и озон О 3 ) либо образованием различных кристаллических форм (например, углерод образует аллотропные модификации, такие как алмаз, графит, карбин, фуллерен).

В структуре алмаза каждый атом углерода расположен в центре тетраэдра, вершинами которого служат четыре ближайших атома.

В кристаллической структуре графита атомы углерода формируют шестиугольные кольца, образующие, в свою очередь, прочную и стабильную сетку, похожую на пчелиные соты. Сетки располагаются друг над другом слоями, которые слабо связаны между собой.

В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки либо тройными и одинарными связями, либо двойными связями.

В фуллерене плоская сетка шестиугольников свернута и сшита в замкнутую сферу. Атомы углерода, образующие сферу, связаны между собой сильной связью.

Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из химических элементов. Так, водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов водорода и кислорода.

Вещества подразделяются на вещества молекулярного и немолекулярного строения.

Вещества молекулярного строения – это вещества, основной структурной единицей которых является молекула.

Вещества немолекулярного строения – это вещества, основными структурными единицами которых являются атомы или ионы.

Для отображения качественного и количественного состава вещества используется формульная единица.

Формульная единица (ФЕ ) – реальная или условная частица, обозначаемая химической формулой.

Химическая формула – условная запись состава вещества при помощи химических символов и индексов.

Формульной единицей вещества молекулярного строения является молекула.

Молекула – электронейтральная частица вещества, представляющая собой замкнутую совокупность конечного числа атомов, связанных между собой силами ковалентной связи и образующих определенную структуру.

Формульной единицей простого вещества немолекулярного строения является атом. Например, формульная единица кремния атом Si.

Формульной единицей сложного вещества немолекулярного строения является «условная молекула». Например, формульной единицей оксида кремния является условная частица, состоящая из одного атома кремния (Si) и двух атомов кислорода (О). Она является условной потому, что в кристалле оксида кремния(IV) нет отдельных молекул SiO 2 , он состоит из множества атомов кремния и кислорода. Но весь кристалл можно условно разделить на группы, в каждой из которых будет один атом Si и два атома О. Таким образом, формульная единица оксида кремния (IV) –условная, реально не существующая частица – SiO 2 .

Если вещество немолекулярного строения образует ионную кристаллическую решетку, например хлорид натрия. Его формульной единицей будет условная частица, состоящая из одного иона Na + и одного иона Cl - . Она является условной потому, что в кристалле хлорида натрия нет молекул NaCl, так как он состоит из ионов. Но весь этот кристалл можно разделить на группы ионов, в каждой из которых будет один ион Na + и один ион Cl - . Следовательно, формульной единицей хлорида натрия является условная частица, состоящая из двух ионов – NaCl.

1.2 Относительная атомная масса

Современные методы исследования позволяют определить чрезвычайно малые массы атомов с большой точностью. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 × 10 -27 кг, углерода – 1,993 × 10 -26 кг.

В химии традиционно используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. Относительными они называются потому, что вычисляются по отношению к массе эталона. В настоящее время в качестве эталона выбрана 1/12 часть абсолютной массы атома изотопа углерода 12 С - атомная единица массы (сокращенно а.е.м.).

а.е.м. = m a (12 C)/12 = 19.9272 · 10 -27 кг/12 = 1,66· 10 -27 кг = 1,66 ·10 -24 г

Относительная атомная масса – безразмерная величина, равная отношению абсолютной массы данного атома к 1/12 части массы изотопа углерода 12 С.

Химические элементы в природе представляют собой смесь изотопов с различной массовой долей. Исходя из этого, под абсолютной массой атома химического элемента подразумевается средняя величина.

Средняя абсолютная масса атома элемента – масса атома элемента, выраженная в кг, вычисленная с учетом его изотопного состава.

Относительная атомная масса элемента (или просто атомная масса) – безразмерная величина, равная отношению средней абсолютной массы атома элемента к 1/12 части массы изотопа 12 С.

Атомные массы элементов обозначают А r , где индекс r – начальная буква английского слова relative – относительный. Записи A r (H), A r (O), A r (C) – это относительная атомная масса водорода, относительная атомная масса кислорода, относительная атомная масса углерода соответственно.

1.3 Относительная молекулярная масса

Относительной молекулярной массой вещества (Мr) называется величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 12 С .

Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома 12 С . Так, молекулярная масса кислорода M r (O 2 ) равна 32. Это означает, что масса молекулы кислорода в 32раза больше, чем 1/12 массы атома 12 C.

К сложным веществам немолекулярного строения нельзя применить понятие «относительная молекулярная масса». Поскольку структурными единицами таких веществ являются не молекулы, а условные формульные единицы, к ним применим термин «относительная формульная масса»(Мfr).

Относительная формульная масса – величина, равная отношению массы одной формульной единицы вещества к 1/12 части массы изотопа 12 С.

1.4 Моль. Молярная масса

В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы, атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими числами, для характеристики количества вещества, участвующего в химической реакции, используется специальная единица – моль.

Моль – количество вещества, содержащее в своем составе столько атомов, молекул, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12 С .

Число атомов в 0,012 кг углерода, или в 1 моль называется числом Авогадро (N A) и составляет 6,02 · 10 23 .

Исходя из этого, можно сказать, что моль – это количество вещества, которое содержит 6,02 × 10 23 структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.)

Применяя понятие моль, необходимо в каждом конкретном случае точно указать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, моль атомов Н, моль молекулы H 2 , моль ионов H + .

Масса одного моля вещества называется молярной массой вещества (M) .

Масса вещества (m) численно равна произведению его количества (n) на молярную массу:

Поскольку в одном моле любого вещества содержится одинаковое количество структурных единиц, то молярная масса вещества пропорциональна массе соответствующей структурной единицы, т. е. относительной молекулярной массе (М r):

К = 1, т. к. для углерода М r = 12 а.е.м., а молярная масса равна 12 (по определению понятия моля), следовательно, численные значения

М (г/моль) = М r .

Отсюда следует, что молярная масса вещества, выраженная в граммах, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная масса.

1.5 Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалента

Эквивалент(Э) – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна (то есть равноценна) одному атому или иону водорода в обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Частица вещества, называемая эквивалентом, может быть равна или в целое число раз меньше формульной единицы, соответствующей данному веществу.

И так же, как состав молекул, атомов или ионов, состав эквивалента выражается с помощью химических знаков и формул.

Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Приведены несколько примеров определения формулы эквивалента.

В обменной реакции

KOH + HCl = KCl + H 2 O; (1)

K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O;

H + + OH – = H 2 O

с одним ионом водорода реагирует один ион гидроксила.

Согласно определению эквивалента, Э(ОН –) = ОН – , а эквивалент гидроксида калия будет соответственно равен формульной единице КОН :

Э(КОН) = КОН.

В обменной реакции

Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O (2)

Ca 2+ + 2OH – + 2H + + 2Cl – = Ca 2+ + 2Cl – = 2H 2 O

один ион водорода эквивалентен 1/2 иона , одному иону OH – и одному иону Cl – .

Следовательно, Э(Cl –) = Cl – ; Э(Са 2+) = 1/2Са 2+ ; Э(ОН –) = ОН – .

Вместе с тем, согласно молекулярному уравнению, с одной молекулой гидроксида кальция взаимодействует две молекулы соляной кислоты, то есть два иона водорода. Следовательно, один ион водорода потребуется на взаимодействие с 1/2 Са(ОН) 2 . Тогда по определению эквивалентом гидроксида кальция является частица, равная формульной единицы, то есть ½ Са(ОН) 2 . .

В реакции восстановления катиона цинка

Zn 2+ + 2e = Zn 0 (3)

с одним ионом цинка взаимодействуют два электрона, следовательно, одному электрону эквивалентна 1/2 иона Zn 2+ и Э(Zn 2+) = 1/2Zn 2+ .

В реакции

Fe 3+ + e = Fe 2+ (4)

ион Fe 3+ реагирует с одним электроном, и, соответственно,

В реакции

Fe 3+ + 3e = Fe 0 (5)

ион Fe присоединяет три электрона, следовательно, Э(Fe 3+) = 1/3Fe 3+ .

Число, показывающее, какая часть формульной единицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (f э).

По реакции (1): f э (OH ) = 1; f э (КOH) = 1.

По реакции (2) : f э (OH ) = 1; f э((Cа 2+) = 1/2; f э (Cа(ОН) 2) = 1/2.

По реакции (3) f э (Zn 2+) = 1/2.

По реакции (4) f э (Fe ) = 1.

По реакции (5) f э (Fe ) = 1/3.

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

f э (формульная единица вещества) = эквивалент.

Следует учитывать,что эквивалент одного и того же вещества меняется в зависимости от того, в какую реакцию он вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит.

Фактор эквивалентности химического элемента .

где B – валентность элемента в данном соединении.

Например, в H 2 S – f э (S) = 1/2, Э(S) = 1/2; в NH - f э (N) = 1/3,

Э(N) = 1/3N; в AlCl - f э (Al) = 1/3, Э(Al) = 1/3Al, f э (Cl) = 1, Э(Cl) = Cl.

Фактор эквивалентности кислоты зависит от ее основности, которая определяется числом ионов водорода, замещающихся в реакции на атомы металла (n(H +)):

Если кислота многоосновная, то f э может принимать различные значения. Например, в реакции

H 2 SO 4 + KOH = KHSO 4 + H 2 O (6)

Серная кислота обменивает на металл один атом водорода, f э (Н 2 SO 4) = 1, Э(H 2 SO 4) = H 2 SO 4 .

В реакции

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 +2H 2 O (7)

серная кислота обменивает на металл два атома водорода, т. е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтому f э (H 2 SO 4) = 1/2, Э(H 2 SO 4) = 1/2 H 2 SO 4 .

Фактор эквивалентности основания зависит от кислотности основания, которая определяется числом гидроксильных групп, обменивающихся в реакции на кислотный остаток (n(OH -):

Для многокислотных оснований f э – величина переменная и зависит от условий проведения реакции. Например, в реакции

Al(OH) 3 + 2HCl = Al(OH) 2 Cl + 2H 2 O (8)

гидроксид алюминия обменивает одну гидроксильную группу на кислотный остаток, поэтому f э (Al(OH) 3) = 1, Э(Al(OH) 3) = Al(OH) 3 .

В реакции

Al(OH) 3 + 2HCl = Al(OH)Cl 2 + 2H 2 O (9)

гидроксид алюминия обменивает две гидроксильные группы на кислотный остаток, поэтому fэ(Al(OH) 3) = 1/2, Э(Al(OH) 3) = 1/2Al(OH) 3.

В реакции

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O (10)

гидроксид алюминия обменивает три гидроксильные группы на кислотный остаток, поэтому f э (Al(OH) 3) = 1/3, Э(Al(OH) 3) = 1/3Al(OH) 3 .

Фактор эквивалентности средней соли определяется формулой

где В – валентность метала,

n – число атомов металла.

Например, f э (Na 2 SO 4) = 1/(1·2) = 1/2; f э (Fe 2 SO 4) 3) = 1/(2·3) =1/6.

Фактор эквивалентности кислых и основных солей определяется исходя из уравнения реакции с учетом того, что вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах.

B реакции

NaHSO 4 +NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (11)

одна молекула гидросульфата натрия взаимодействует с одним эквивалентом NaOH, следовательно, f э (NaHSO 4) = 1, Э(NaHSO 4) = NaHSO 4 .

В реакции

NaHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + NaCl + HCl(12)

одна молекула гидросульфата натрия взаимодействует с двумя эквивалентами хлорида бария, т.к. f э (ВаCl 2) = 1/2 и Э(BaCl 2) = 1/2BaCl 2 , следовательно, fэ(NaHSO 4 ) также равен 1/2 и Э(NaHSO 4) = 1/2NaHSO 4.

В реакции

Al(OH)Cl 2 + HCl = AlCl 3 + H 2 O (13)

одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с одним эквивалентом HCl, поэтому fэ(Al(OH)Cl 2) = 1, Э(Al(OH)Cl 2) = Al(OH)Cl 2 .

В реакции

Al(OH)Cl 2 + 2NaOH= Al(OH) 3 + 2NaCl (14)

одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с двумя эквивалентами NaОН (f э (NaOH) = 1), следовательно, f э (AlOHCl 2) = 1/2, Э(AlOHCl 2) = 1/2 AlOHCl 2 .

В реакции

Al(OH)Cl 2 + Na 3 PO 4 = AlPO 4 + 2NaCl= Na(OH) (15)

одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с тремя эквивалентами Na 3 PO 4 (fэ(Na 3 PO 4) = 1/3), поэтому fэ(AlOHCl 2) = 1/3, Э(AlOHCl 2) = 1/3AlOHCl 2 .

Фактор эквивалентности оксидов, проявляющих основные свойства , определяется по формуле

где В – валентность металла,

n – число атомов металла в оксиде.

Например: CaO f э (СaO) = 1/2, Э(CaO) = 1/2 CaO;

Na 2 O f э (Na 2 O) = 1/2, Э(Na 2 O) = 1/2Na 2 O;

Al 2 O 3 f э (Al 2 O 3) = 1/6, Э(Al 2 O 3) = 1/6 Al 2 O 3.

Фактор эквивалентности оксидов , проявляющих кислотные свойства , определяется исходя из уравнения реакции.

В реакции

SO 3 + 2NaOH= Na 2 SO 4 + H 2 O(16) одна молекула оксида серы (VI) взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида натрия (f э (NaOH) = 1) , cледовательно, f э (SO 3) = 1/2, Э(SO 3) = 1/2SO 3 .

В реакции

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (17)

одна молекула оксида алюминия взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида натрия, поэтому f э (Al 2 O 3) равен 1/2, Э(Al 2 O 3) = 1/2 Al 2 O 3 .

Таким образом, на основании всех вышеприведенных примеров можно сделать вывод, что фактор эквивалентности любого вещества равен единице, деленной на число образующихся либо перестраивающихся связей.

Для эквивалента справедливы все понятия, характеризующие структурные единицы вещества, в том числе количество вещества и молярная масса вещества.

Количество вещества эквивалентов измеряется в молях.

Моль эквивалентов – это количество вещества, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или 1/2 моля атомов кислорода или замещает те же количества водорода в их соединениях. Например, в соединениях HCl,H 2 S, NH 3 , CH 4 моль эквивалентов хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль Cl, 1/2 моля S, 1/3 моля N, 1/4 моля углерода.

Молярная масса эквивалента (М э) – это масса одного моля эквивалентов.

Для нахождения молярной массы эквивалентов химического элемента нужно молярную массу данного элемента умножить на фактор эквивалентности:

Например, в соединениях:

HCl M э (Cl) = f э (Cl) · M(Cl) = 1· 35.5 г/моль;

NH 3 M э (N) = f э (N) · M(N) = 1/3· 14 = 4.67 г/моль;

H 2 S М э (S) = f э S) · Ms = 1/2 · 32 = 16 г/моль;

CH 4 М э (C) = fэ · Mc = 1/4 · 12 = 3 г/моль.

Для кислот, оснований, средних солей и оксидов, проявляющих основные свойства, молярная масса эквивалентов может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов, составляющих данное соединение ионов или элементов, если речь идет об оксидах.

Например, в реакции (6) Мэ(H 2 SO 4) равна:

М э (Н +) + М э (HSO 4 –) = f э (H +)· M(H +) + f э (HSO 4 –) · M(HSO 4 –) = 98 г/моль.

В реакции (7) Мэ(H 2 SO 4) равна:

М э (Н +) + М э (SO 4 2–) = f э (H +) · M(H +) + f э (SO 4 2–) · M(SO 4 2–) = 49 г/моль

В реакции (8) М э (Al(OH) 3 ) равна:

М э (Al(OH) 2 +) + M э (OH –) = f э (Al(OH) 2 +) · M(Al(OH) 2 +) + f э (OH –) · M э (OH –) = 78 г/моль

В реакции (9) М э (Al(OH) 3) равна:

М э (AlOH 2+) + M э (OH –) = f э (Al(OH) 2+) · M(AlOH 2+) + f э (OH –) · M э (OH –) = 39г/моль

В реакции (10) М э (Al(OH) 3)равна:

М э (Al 3+) + M э (OH –) = f э (Al 3+) · M(Al) + f э (OH –) · M(OH –) = 26 г/моль

М э (Al 2 (SO 4) 3) = f э (Al 3+) · M(Al) +f э (SO 4 2-) · M(SO 4 2-) = 57 г/моль

Основные законы химии

Раздел химии, рассматривающий массовые и объемные отношения между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. К рассмотрению предложены некоторые из них.

Закон сохранения массы вещества

Закон сохранения массы вещества был сформулирован великим русским ученым Михаилом Васильевичем Ломоносовым в 1748 г. и подтвержден экспериментально им самим в 1756 г. и независимо от него французским химиком А. Л. Лавуазье в 1789 г.

В настоящее время он формулируется так: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что в химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего, их число остается неизменным до и после реакции. Поэтому атомы имеют постоянную массу и их число в результате реакции не изменяется, а происходит только перегруппировка атомов, то масса веществ до и после реакции остается постоянной.

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. Энергия - это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не производится и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в другую.

Одной из форм энергии является так называемая энергия покоя, которая связана с массой уравнением Эйнштейна:

Е = m · C 2

где E - энергия тела,

m -масса тела,

c - скорость света в вакууме, равная 299 792 458 м/с.

Это соотношение выражает эквивалентность массы и энергии. Эквивалентность массы и энергии - физическая концепция, согласно которой масса тела является мерой энергии, заключённой в нём. Самое важное состоит в том, что формула Эйнштейна раскрывает возможность взаимных превращений энергии и массы или, иначе говоря, возможность превращений энергии покоя в другие виды энергии. Следовательно, масса и энергия сохраняются не по отдельности, а вместе, что дает основание говорить об объединенном законе сохранения массы и энергии.

В химических реакциях изменением массы, вызванным выделением или поглощением энергии, можно пренебречь. Типичный тепловой эффект химической реакции по порядку величины равен 100 кДж/моль. При этом изменение массы

Таким образом, совершенно правомерно использование закона сохранения массы вещества при составлении химических уравнений и при проведении стехиометрических расчетов.

Закон постоянства состава

Согласно закону постоянства состава каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Этот закон появился в результате длительного (1801 1808) спора французских химиков Ж.Пруста, считавшего, что отношения между элементами, образующими соединения, должны быть постоянными, и К.Бертолле, который считал, что состав химических соединений является переменным. В результате тщательной экспериментальной проверки восторжествовала точка зрения Пруста, считавшего состав соединений постоянным. Закон постоянства состава сыграл важную роль в развитии химии и до сих пор сохранил свое значение, однако выяснилось, что не все соединения имеют постоянный состав. В 1912–1913 гг Н. С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава, которые он предложил назвать бертоллидами.

Согласно современным представлениям, постоянство состава свойственно лишь соединениям с молекулярной структурой.

Таким образом, постоянный и неизменный химический состав наблюдается только для молекул (например, NH 3 , H 2 O, SO 2 и т. п.), а также кристаллов с молекулярной структурой, составляющих от 3 до 5 % от общего числа неорганических твердых тел. Хорошо известными примерами являются твердый йод, кислород, азот, диоксид углерода, благородные газы в твердом состоянии.

В настоящее время установлено, что к соединениям переменного состава относятся не только металлические соединения (металлиды), но и многочисленные оксиды, сульфиды, селениды, теллуриды, нитриды, фосфиды, карбиды, силициды.

Природа отклонений от стехиометрии в соединениях переменного состава состоит в том, что при любых температурах, отличных от абсолютного нуля, в реальном кристалле существуют дефекты структуры. При повышении температуры концентрация этих дефектов возрастает, что приводит к увеличению энтропии (неупорядоченности) системы. Абсолютно упорядоченной структурой обладает так называемый идеальный кристалл, в котором каждый атом занимает предназначенный ему узел в подрешетке. При этом все узлы заняты, а междоузлия вакантны. Такая идеализированная структура обладает полным порядком (энтропия равна нулю) и может быть реализована только при температуре абсолютного нуля. При повышении температуры нарушения идеальной структуры возможны за счет возникновения незанятых узлов в кристаллической решетке, появления атомов в междоузлиях или существования в узлах решетки чужеродных атомов. Возникновение таких дефектов в реальных кристаллах приводит к нестехиометрии. Хорошо изученным соединением переменного состава является сульфид железа FeS. Для природных кристаллов сульфида железа наблюдается недостаток от 10 до 20 % атомов железа против формульного состава.Для оксида титана (II) нарушение стехиометрического состава наблюдается относительно обоих сортов атомов. В TiO в зависимости от условий получения (температура, давление кислорода) атомная доля кислорода может меняться от 0,58 до 1,33. Это значит, что все составы оксида титана (II) от 0,58 до 1,00 будут характеризоваться недостатком атомов кислорода (соответственно избытком атомов титана) против стехиометрии. А составы от 1,00 до 1,33 будут иметь избыток атомов кислорода (или недостаток атомов титана) по сравнению со стехиометрическим составом.

Закон постоянства состава был в свое время сформулирован применительно к молекулам, а потому справедлив для молекулярной формы существования вещества. В настоящее время этот закон формулируется с учетом существования молекулярной и немолекулярной структуры вещества.

Состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа его получения. В отсутствие молекулярной структуры в данном агрегатном состоянии состав вещества зависит от условий его получения и предыдущей обработки.

Например, аммиак независимо от способов получения (прямой синтез из элементов, разложение аммонийных солей, действие кислот на нитриды активных металлов и т. п.) имеет постоянный состав молекулы: на один атом азота приходится три атома водорода. А для оксида титана (II) состав соединения зависит от условий получения температуры и давления пара кислорода.

2.3 Закон Авогадро

Изучение свойств газов позволило итальянскому физику А. Авогадро в 1811г. высказать гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными, и стала называться законом Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: моль любого газа при нормальных условиях (0 С (273 К) и давлении 101,3 кПа) занимает объем, равный 22,4 л. В этом объеме содержится 6,02× 10 23 молекул газа (число Авогадро).

Из закона Авогадро также следует, что массы равных объемов различных газов при одинаковых температуре и давлении относятся друг к другу как молярные массы этих газов:

где m 1 и m 2 – массы,

М 1 и М 2 – молекулярные массы первого и второго газов.

Поскольку масса вещества определяется по формуле

где ρ– плотность г аза,

V – объем газа,

то плотности различных газов при одинаковых условиях пропорциональны их молярным массам. На этом следствии из закона Авогадро основан простейший метод определения молярной массы веществ, находящихся в газообразном состоянии.

.

Из этого уравнения можно определить молярную массу газа:

.

Закон объемных отношений

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакций, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа, равные их стехиометрическим коэффициентам .

Например, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуются два объема водяного пара. Закон справедлив в том случае, когда измерения объемов проведены при одном и том же давлении и одной и той же температуре.

Закон эквивалентов

Введение в химию понятий «эквивалент» и «молярная масса эквивалентов» позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов .

Следует остановиться на понятии объема моля эквивалентов газа. Как следует из закона Авогадро, моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число моль эквивалентов в одном моле. Так как один моль водорода содержит 2 моля эквивалентов водорода, то 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем:

Решение типовых задач

Похожая информация.

Урок №14. Закон сохранения массы вещества. Химические уравнения

Закон сохранения массы веществ

Проблемный вопрос: изменится ли масса реагирующих веществ по сравнению с массой продуктов реакции?

Чтобы ответить на данный вопрос пронаблюдайте за следующим экспериментом

Видео-эксперимент: .

Описание эксперимента: В коническую колбу помесите 2 грамма измельченной меди. Плотно закройте колбу пробкой и взвесьте. Запомните массу колбы. Осторожно нагревайте колбу в течение 5 минут и наблюдайте за происходящими изменениями. Прекратите нагревание, и когда колба охладится, взвесьте её. Сравните массу колбы до нагревания с массой колбы после нагревания.

Вывод: Масса колбы после нагревания не изменилась.

Пронаблюдаем за другими видео-экспериментами:

Вывод: Масса веществ до и после реакции не изменилась.

Формулировка закона сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ.

С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон объясняется тем, что при химических реакциях общее количество атомов не изменяется, а происходит лишь их перегруппировка.

Закон сохранения массы веществ является основным законом химии, все расчеты по химическим реакциям производятся на его основе. Именно с открытием этого закона связывают возникновение современной химии как точной науки.

Закон сохранения массы был теоретически открыт в 1748 году и экспериментально подтверждён в 1756 году русским ученым М.В. Ломоносовым.

Французский учёный Антуан Лавуазье в 1789 году окончательно убедил учёный мир в универсальности этого закона. Как Ломоносов, так и Лавуазье пользовались в своих экспериментах очень точными весами. Они нагревали металлы (свинец, олово, и ртуть) в запаянных сосудах и взвешивали исходные вещества и продукты реакции.

Химические уравнения

Закон сохранения массы веществ применяется при составлении уравнений химических реакций.

Химическое уравнение – это условная запись химической реакции посредством химических формул и коэффициентов.

Посмотрим видео - эксперимент : .

В результате химического взаимодействия серы и железа получено вещество – сульфид железа (II ) – оно отличается от исходной смеси. Ни железо, ни сера не могут быть визуально обнаружены в нем. Невозможно их разделить и с помощью магнита. Произошло химическое превращение.

Исходные вещества, принимающие участие в химических реакциях называются реагентами.

Новые вещества, образующиеся в результате химической реакции называются продуктами.

Запишем протекающую реакцию в виде уравнения химической реакции:

Fe + S = FeS

Алгоритм составления уравнения химической реакции

Составим уравнение химической реакции взаимодействия фосфора и кислорода

1. В левой части уравнения записываем химические формулы реагентов (веществ, вступающих в реакцию). Помните! Молекулы большинства простых газообразных веществ двухатомны – H 2 ; N 2 ; O 2 ; F 2 ; Cl 2 ; Br 2 ; I 2 . Между реагентами ставим знак «+», а затем стрелку:

P + O 2 →

2. В правой части (после стрелки) пишем химическую формулу продукта (вещества, образующегося при взаимодействии). Помните! Химические формулы необходимо составлять, используя валентности атомов химических элементов:

P + O 2 → P 2 O 5

3. Согласно закону сохранения массы веществ число атомов до и после реакции должно быть одинаковым. Это достигается путём расстановки коэффициентов перед химическими формулами реагентов и продуктов химической реакции.

Вначале уравнивают число атомов, которых в реагирующих веществах (продуктах) содержится больше.

В данном случае это атомы кислорода.

Находим наименьшее общее кратное чисел атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Наименьшее кратное для атомов натрия –10:

Находим коэффициенты путём деления наименьшего кратного на число атомов данного вида, полученные цифры ставим в уравнение реакции:

Закон сохранения массы вещества не выполнен, так как число атомов фосфора в реагентах и продуктах реакции не равно, поступаем аналогично ситуации с кислородом:

Получаем окончательный вид уравнения химической реакции. Стрелку заменяем на знак равенства. Закон сохранения массы вещества выполнен:

4 P + 5O 2 = 2P 2 O 5

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1.

Преобразуйте следующие схемы в уравнения химических реакций расставив необходимые коэффициенты и заменив стрелки на знак равенства:

Zn + O 2 → ZnO

Fe + Cl 2 → FeCl 3

Mg + HCl → MgCl 2 + H 2

Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + H 2 O

HNO 3 → H 2 O+NO 2 +O 2

CaO+H 2 O→ Ca(OH) 2

H 2 +Cl 2 → HCl

KClO 3 → KClO 4 +KCl

Fe(OH) 2 +H 2 O+O 2 → Fe(OH) 3

KBr + Cl 2 → KCl + Br 2

№2.

Используя алгоритм составления уравнений химических реакций, составьте уравнения реакций взаимодействия между следующими парами веществ:
1) Na и O 2
2) Na и Cl 2
3) Al и S

Химия - это наука о веществах, их устройстве, свойствах и их преобразовании, получающемся в итоге химических реакций, в фундаменте которых заложены химические законы. Вся общая химия держится на 4-х основных законах, многие из которых открыли русские ученые. Но в данной статье речь пойдет о законе сохранения массы веществ, который входит в основные законы химии.

Закон сохранения массы вещества рассмотрим подробно. В статье будет описана история открытия закона, его сущность и составляющие.

Закон сохранения массы вещества (химия): формулировка

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате нее.

Но вернёмся к истории. Ещё более 20 веков назад древнегреческий философ Демокрит предположил, что вся материя представляет собой незримые частицы. И лишь в XVII веке химик английского происхождения выдвинул теорию: вся материя построена из мельчайших частиц вещества. Бойль проводил опыты с металлом, нагревая его на огне. Он взвешивал сосуды до нагревания и после и заметил, что вес увеличивался. Сожжение же древесины давало противоположный эффект - зола весила меньше древесины.

Новая история

Закон сохранения массы веществ (химия) предоставлен учёному объединению в 1748 г. М.В. Ломоносовым, а в 1756 г. засвидетельствован экспериментным путём. Русский учёный привёл доказательства. Если нагревать герметично закрытые капсулы с оловом и взвешивать капсулы до нагревания, а потом после, то будет очевиден закон сохранения массы вещества (химия). Формулировка, высказанная учёным Ломоносовым, очень похожа на современную. Русский естествоиспытатель внёс неоспоримый вклад в развитие атомно-молекулярного учения. Он объединял закон сохранения массы веществ (химия) с законом сохранения энергии. Нынешнее учение подтвердило эти убеждения. И только через тридцать лет, в 1789 году, естествоиспытатель Лавуазье из Франции подтвердил теорию Ломоносова. Но это было только предположение. Законом оно стало в ХХ веке (начало), спустя 10 лет исследований немецким учёным Г. Ландольтом.

Примеры опытов

Рассмотрим опыты, которые могут подтвердить закон сохранения массы веществ (химия). Примеры:

1. В сосуд помещаем красный фосфор, прикрываем плотно пробкой и взвешиваем. Нагреваем на медленном огне. Образование белого дыма (оксид фосфора) говорит о том, что произошла химическая реакция. Взвешиваем повторно и убеждаемся, что вес сосуда с полученным веществом не изменился. Уравнение реакции: 4Р+3О2 =2Р2О3.
2. Берём два сосуда Ландольта. В один из них аккуратно, чтобы не смешать, заливаем реагенты нитрата свинца и йодида калия. В другой сосуд помещаем и хлорид железа. Сосуды плотно закрываем. Чашки весов должны быть уравновешены. Смешиваем содержимое каждого сосуда. В одном образуется жёлтый осадок - это йодид свинца, в другом получается роданид железа тёмно-красного цвета. При образовании новых веществ весы сохранили равновесие.
3. Зажжём свечку и поставим её в ёмкость. Герметически закрываем эту ёмкость. Приводим весы в равновесие. Когда в ёмкости закончится воздух, свечка погаснет, реакции закончится. Весы будут уравновешены, поэтому вес реагентов и вес образовавшихся веществ одинаковы.
4. Проведём ещё один опыт и рассмотрим на примере закон сохранения массы веществ (химия). Формула хлористого кальция - CaCl2, а сульфатной кислоты - H2SO4. При взаимодействии этих веществ образуется белый осадок - сульфат кальция (CaSO4), и соляная кислота (HCl). Для опыта нам потребуются весы и сосуд Ландольта. Очень аккуратно наливаем в сосуд хлористый кальций и сульфатную кислоту, не перемешивая их, плотно закрываем пробкой. Взвешиваем на весах. Затем смешиваем реагенты и наблюдаем, что выпадает белый осадок (сульфат кальция). Это показывает, что произошла химическая реакция. Опять взвешиваем сосуд. Вес остался прежним. Уравнение этой реакции будет выглядеть так: CaCl2 + H2SO4 =CaSO4 + 2HCl.

Основное

Главная цель химической реакции в том, чтобы разрушить молекулы в одних субстанциях и образовать впоследствии новые молекулы вещества. В этом случае количество атомов каждого вещества до взаимодействия и после остаётся неизменным. Когда образуются новые вещества, выделяется энергия, а когда они распадаются с её поглощением, то присутствует энергетический эффект, проявляющийся в виде поглощения или выделения теплоты. Во время химической реакции молекулы исходных веществ - реагенты, распадаются на атомы, из которых затем получаются продукты химической реакции. Сами же атомы остаются без изменений.

Реакция может длиться веками, а может происходить стремительно. При изготовлении химической продукции нужно знать скорость протекания той или иной химической реакции, с поглощением или выделением температуры она проходит, какое нужно давление, количество реагентов и катализаторов. Катализаторы - небольшая по весу субстанция, не участвующая в химической реакции, но значительно влияющая на её скорость.

Как составлять химические уравнения

Зная закон сохранения массы веществ (химия), можно понять, как правильно составлять химические уравнения.

1. Требуется знать формулы реагентов, вступающих в химическую реакцию, и формулы продуктов, которые получились в её результате.
2. Слева пишутся формулы реагентов, между которыми ставится знак «+», а справа - формулы получившихся продуктов со знаком «+» между ними. Между формулами реагентов и получившихся продуктов ставится знак «=» или стрелка.
3. Количество атомов всех компонентов реагентов должно равняться количеству атомов продуктов. Поэтому высчитываются коэффициенты, которые ставятся перед формулами.
4. Запрещается перемещать формулы из левой части уравнения в правую или менять их местами.

Значение закона

Закон сохранения массы веществ (химия) дал возможность интереснейшему предмету развиваться как науке. Узнаем, почему.

• Большое значение закона сохранения массы веществ в химии в том, что на его основании делают химические расчёты для промышленности. Предположим, нужно получить 9 кг сульфида меди. Мы знаем, что реакция меди и серы происходит в массовых соотношениях 2:1. По данному закону, при химической реакции меди массой 1 кг и серы массой 2 кг получается сульфид меди массой 3 кг. Так как нам нужно получить сульфид меди массой 9 кг, то есть в 3 раза больше, то и реагентов потребуется в 3 раза больше. То есть 6 кг меди и 3 кг серы.
• Возможность составлять правильные химические уравнения.

Заключение

После прочтения данной статьи не должно остаться вопросов по сущности данного закона истории ее открытия, к которой, кстати, причастен наш известный соотечественник, ученый М.В. Ломоносов. Что опять подтверждает то, насколько велика сила отчественной науки. Также стало понятно значение открытия данного закона и его смысл. А те, кто не понимал, в школе, после прочтения статьи должны научиться или же вспомнить, как это делать.