Сформируйте закон сохранения массы веществ. Закон сохранения массы веществ

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

К числу основополагающих законов химии относится закон сохранения массы веществ, который был сформулирован в виде общей концепции сохранения материи и движения великим русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748 году и подтвержден экспериментально им самим в 1756 году и независимо от него – французским химиком А.-Л.Лавуазье в 1773 г.

Современная формулировка закона:

масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

То есть, при химических реакциях количество атомов до и после реакции остается одинаковым, например: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2 Н 2 О.

Однако практически все реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Взаимодействие кислоты и щелочи всегда идет с выделением энергии в окружающую среду (экзотермическая реакция), поэтому приведенное уравнение не полностью отражает процесс. Правильнее будет записать эту реакцию следующим образом

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2 Н 2 О + Q, где Q равно 113,7 кДж.

Нет ли здесь противоречия с законом сохранения массы веществ?

Гораздо позднее, в 1905 г. А.Эйнштейн установил количественную взаимосвязь между массой m и энергией системы Е: Е = m ∙ c 2 , где с – это скорость света в вакууме (около 300000 км/с или 3∙10 10 см/с). Используя уравнение Эйнштейна, определим изменение массы (в граммах) для нашей реакции

Δm = Δ Е/с 2 = (113,7 ∙10 10 г∙см 2 /г)/ (3∙10 10 см/с) 2 = 1,26 ∙10 –9 г.

В настоящее время невозможно регистрировать такие ничтожно малые изменения массы. Поэтому, закон сохранения массы веществ практически справедлив для химических реакций, но теоретически не является строгим – его нельзя применять к процессам, которые сопровождаются выделением очень большого количества энергии, например, к термоядерным реакциям.

Итак, закон сохранения массы и закон сохранения энергии не существуют отдельно друг от друга. В природе проявляется один закон – закон сохранения массы и энергии. Как и другие законы природы, закон сохранения массы веществ имеет большое практическое значение . Так, используя его можно устанавливать количественные соотношения между веществами, претерпевающими химические превращения.

В уравнении химической реакции каждая формула изображает один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная молярные массы веществ, участвующих в реакции, можно по уравнению реакции найти соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате. Если в реакции участвуют вещества в газообразном состоянии, то уравнение реакции позволяет найти их объемные отношения.

Итак, расчеты по химическим уравнениям, т.е. стехиометрические расчеты , основаны на законе сохранения массы веществ. Однако, в реальных условиях из-за неполного протекания процессов или различных потерь, масса получившихся продуктов часто бывает меньше той массы, которая должна быть согласно закону сохранения массы веществ.

Выход продукта реакции (или массовая доля выхода) – это выраженное в процентах отношение массы реально полученного продукта к его массе, которая должна получиться в соответствии с теоретическим расчетом:

η = m (X) / m теор. (X),

где η - выход продукта, %; m (X) – масса продукта Х, полученного в реальном процессе; m теор. (X) – теоретически рассчитанная масса вещества Х.

В тех задачах, где выход продукта не указан, предполагается, что он количественный, т.е. η = 100 %.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ (расчеты по химическим уравнениям)

Задача 1. Железо можно получить, восстанавливая оксид железа (III) алюминием. Определить, сколько алюминия потребуется для получения 140 г железа?

Решение 1. Запишем уравнение реакции: Fe 2 O 3 + 2Al = 2 Fe +Al 2 O 3

Определим количество вещества железа, которое требуется получить:

ν (Fe) = m (Fe)/ М(Fe) = 140 г/ 56 г/моль = 2,5 моль.

Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия, т.е.

ν (Al)/ ν (Fe) = 2/2, следовательно ν (Al) = ν (Fe) = 2,5 моль.

Теперь можно определить массу алюминия:

m (Al) = M(Al)∙ ν(Al) = 27 г/моль ∙ 2,5 моль = 67,5 г.

Ответ: для получения 140 г железа потребуется 67,5 г алюминия.

Решение 2. Такие задачи можно решать методом составления пропорций. Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия. Запишем:

Для получения (2∙ 56) г = 112 г Fe требуется (2∙ 27) г = 54 г Al

» » » » 140 г Fe » » » » m (Al)

Cоставим пропорцию: 112: 54 = 140: m(Al), отсюда следует

m(Al) = 140 ∙ 54 /112 = 67,5 г

Задача 2. Какой объем водорода выделится (условия нормальные), если в избытке соляной кислоты растворить 10,8 г алюминия?

Решение. Запишем уравнение реакции: 6HCl + 2Al = 2AlCl 3 + 3H 2

Определим количество вещества алюминия, вступившего в реакцию

ν (Al) = m (Al)/ М(Al) = 10,8 г /27 г/моль = 0,4 моль.

Из уравнения реакции следует, что при растворении 2 моль алюминия получается 3 моль водорода Н 2 , т.е. ν (Al)/ ν (Н 2) = 2/3, следовательно,

ν (Н 2) = 3 ν (Al)/2 = 3 ∙0,4 моль/2 = 0,6 моль.

Рассчитаем объем водорода:

V(H 2) = V M ∙ ν (Н 2) = 22.4 л/моль ∙ 0,6 моль = 13,44 л.

Ответ: при растворении 10,8 г Al в соляной кислоте получится 13,44 л водорода.

Задача 3. Какой объем оксида серы (IV) необходимо окислить кислородом, чтобы получить 20 г оксида серы (VI)? Условия нормальные, выход продукта 80 %.

Решение. Запишем уравнение реакции: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Определим массу оксида серы (VI), который получается при количественном выходе продукта (т.е. теоретически), используя формулу

η = m (X) / m теор. (X),

где η равно 0,8 (или 80 %) по условию задачи.

Отсюда следует: m теор (SO 3) = m (SO 3) / η(SO 3) = 20/0,8 = 25 г.

Какое количество вещества оксида серы (VI) составляют 25 г, определим по формуле

ν (SO 3) = m (SO 3)/ М(SO 3) = 25 г/(32 +3∙16) г/моль = 25/80 = 0,3125 моль.

Из уравнения реакции следует, что

ν (SO 2)/ ν (SO 3) = 2/2, следовательно

ν (SO 2) = ν (SO 3) = 0,3125 моль.

Осталось определить объем оксида серы (IV) при нормальных условиях: V о (SO 2) = V M ∙ ν (SO 2) = 22.4 л/моль ∙0,3125 моль = 7 л.

Ответ: для получения 20 г оксида серы (VI) потребуется 7 л оксида серы (IV).

Задача 4 . К раствору, содержащему 25,5 г нитрата серебра, добавили раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какова масса образующегося осадка?

Решение. Запишем уравнение протекающей реакции:

2AgNO 3 + Na 2 S = Ag 2 S↓ + 2NaNO 3 .

Так как, количество вещества и масса продукта рассчитывается на основе массы и количества вещества, взятого в недостатке, следовательно, сначала необходимо определить количества веществ нитрата серебра и сульфида натрия:

ν (AgNO 3) = m (AgNO 3)/ М(AgNO 3) = 25,5 г / 170 г/моль = 0,15 моль;

ν (Na 2 S) = m (Na 2 S)/ М(Na 2 S) = 7,8 г / 78 г/моль = 0,1 моль.

Согласно уравнению реакции: на каждые 2 моль AgNO 3 требуется 1 моль Na 2 S (т.е. в два раза меньше), значит:

на 0,15 моль AgNO 3 » » » » ν ’ моль Na 2 S.

Тогда ν ’ (Na 2 S) = ½ ∙ 0,15 моль = 0,075 моль,

следовательно, сульфид натрия взят в избытке и расчет необходимо вести по количеству вещества AgNO 3 .

Из уравнения реакции следует:

ν(Ag 2 S) = ν (Na 2 S) = ν (AgNO 3)/2 = 0,15 моль/2 = 0,075 моль.

Теперь можно определить массу сульфида серебра, выпавшего в осадок: m(Ag 2 S) = М(Ag 2 S) ∙ ν(Ag 2 S) = 248 г/моль ∙ 0,075 моль = 18,6 г.

Ответ: масса образовавшегося осадка равна 18,6 г.

Закон кратных отношений

Что происходит, если два элемента могут образовывать между собой несколько химических соединений? В 1803 г. великий английский химик в 1803 г. Дж.Дальтон показал:

● Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и туже массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Этот закон подтвердил атомистические представления о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных соотношениях, следовательно, химические соединения различаются на целое число атомов. Они представляют собой наименьшее количество элемента, вступающего в соединение. Например, на 1 г азота в его оксидах N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28; и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5.

Однако в случае соединений переменного состава закон кратных отношений неприменим.

Закон постоянства состава

Этот закон был открыт французским ученым Ж.Прустом в 1801 г.:

● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO 2 , т.е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1.

Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона.

Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава (чаще всего это - оксиды, сульфиды, нитриды гидриды и т.д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO 0.8–1.2 и TiO 1.9–2.0 .

Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства.

Закон эквивалентов

Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И.Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Позднее Д.Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента.

● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Для решения некоторых задач пользуются другой формулировкой этого закона:

● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

m A /m B = Э А /Э В,

где m A и m B – массы реагирующих веществ А и В,

Э А и Э В – эквивалентные массы этих веществ.

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Из данного урока вы узнаете, в чем заключается сущность химической реакции с позиции атомно-молекулярной теории. Урок посвящен изучению одного из важнейших законов химии - закона сохранения массы веществ.

Тема: Первоначальные химические представления

Урок: Сущность химической реакции. Закон сохранения массы веществ

Вопрос о сущности химического превращения долгое время оставался загадкой для естествоиспытателей. Только с развитием атомно-молекулярной теории стало возможным предположить, как на уровне атомов и молекул происходят химические реакции.

В соответствие с атомно-молекулярной теорией, вещества состоят из молекул, а молекулы – из атомов. В ходе химической реакции атомы, входящие в состав исходных веществ, не исчезают и не появляются новые атомы.

Тогда, мы можем предположить, что в результате химической реакции продукты реакции образуются из атомов, которые ранее входили в состав исходных веществ. Вот модель химической реакции:

Рис. 1. Модель химической реакции с позиции АМТ

Проанализировав данную модель, мы можем выдвинуть гипотезу (научно обоснованное предположение):

Суммарная масса продуктов реакции должна быть равна суммарной массе исходных веществ.

Еще Леонардо да Винчи сказал: «Знания, не проверенные опытом, матерью всякой достоверности, бесплодны и полны ошибок». Значит, гипотеза никогда не станет законом, если ее не подтвердить экспериментально.

Экспериментальный метод в химии начал широко использоваться после исследований Р. Бойля в 17 в. Английский естествоиспытатель прокаливал металлы в незапаянных сосудах – ретортах и обнаружил, что после прокаливания масса металла становилась больше.

Основываясь на этих опытах, он не учитывал роль воздуха и сделал неправильный вывод, что масса веществ в ходе химических реакций изменяется.

М.В. Ломоносов, в отличие от Р. Бойля, прокаливал металлы не на открытом воздухе, а в запаянных ретортах и взвешивал их до и после прокаливания. Он доказал, что масса веществ до и после реакции остается неизменной и что при прокаливании к металлу присоединяется воздух (кислород в то время не был еще открыт). Но Ломоносов не опубликовал результаты своих исследований.

В 1774 г. опыты Р. Бойля повторил А. Лавуазье с совершенно такими же результатами, как и Ломоносов. Но он сделал новое, очень важное, наблюдение, а именно, что только часть воздуха запаянной реторты соединилась с металлом и что увеличение веса металла, перешедшего в окалину, равно уменьшению веса воздуха в реторте. Вместе с тем часть металла осталась в свободном виде.

Таким образом, независимо друг от друга, М.В. Ломоносов и А. Лавуазье подтвердили справедливость предположения о сохранении массы веществ в результате химической реакции.

Это предположение стало законом лишь после десятилетнего исследования немецкого химика Г. Ландольта в начале 20 века. Сегодня закон сохранения массы веществ формулируется так:

Масса веществ, участвующих в реакции, равна массе продуктов реакции .

Подтвердить правильность закона сохранения массы веществ можно с помощью следующего опыта. В первом сосуде Ландольта подготовим растворы йодида калия и нитрата свинца. Во втором сосуде – пройдет реакция хлорида железа с роданидом калия. Плотно закрываем пробки. Уравновешиваем чашки весов. Сохранится ли равновесие после окончания реакций? В первом сосуде выпадает желтый осадок йодида свинца, во втором образуется темно-красный роданид трехвалентного железа. В сосудах Ландольта произошли химические реакции: образовались новые вещества. Но равновесие не нарушилось (Рис. 2). Масса исходных веществ всегда равна массе продуктов реакции.

Рис. 2. Эксперимент, подтверждающий правильность закона сохранения массы веществ

Приведем пример еще одного опыта, доказывающего правильность закона сохранения массы веществ в химических реакциях. Внутри колбы при закрытой пробке будет гореть свеча. Уравновесим весы. Подожжем свечу и опустим ее в колбу. Плотно закроем колбу пробкой. Горение свечи – это химический процесс. Израсходовав находящийся в колбе кислород, свеча гаснет, химическая реакция завершается. Но равновесие весов не нарушается: масса продуктов реакции остается такой же, какой была масса исходных веществ (Рис. 3).

Рис. 3. Эксперимент с горящей свечой в колбе

Открытие закона сохранения массы веществ имело огромное значение для дальнейшего развития химии. На основании закона сохранения массы веществ производят важнейшие расчеты и составляют уравнения химических реакций.

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.

2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.15-16)

3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§6)

4. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобр. учреждений / Г.Е. Рудзитис, ФюГю Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().

2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

с. 16 №№ 3,5 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.

Продукты любой химической реакции состоят из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества. При химических реакциях атомы сохраняются, значит должна сохраняться и масса всех атомов. В таком случае продукты любой химической реакции должны иметь такую же массу, как и исходные вещества.

После проведения некоторых опытов, может показаться, что утверждение о массе веществ неверно. Например, при прокаливании металлы превращаются в хрупкие окалины, масса которых всегда больше массы металлов до опыта. Но почему? Может быть, какие-либо частицы из воздуха присоединяются к металлу? М.В.Ломоносов нашёл ответ на этот вопрос: он прокаливал металлы в закрытых сосудах. Металл превращался в окалину, и масса сосуда с окалиной оставалась такой же, как и масса сосуда с металлом. Получается, масса, которая содержится в сосуде воздуха, уменьшилась на столько, на сколько увеличилась масса металла.

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе образовавшихся веществ.

Этот один из основных законов химии называется законом сохранения массы вещества. Впервые этот закон был сформулирован М.В. Ломоносовым так:

«Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте».

Из закона сохранения массы вещества следует, что вещества не могут возникать из ниоткуда и из ничего или превращаться в ничто. Даже, если нам кажется, что при химической реакции получается лишнее количество вещества или же масса вещества после химической реакции стала меньше, то это значит, что мы не учли всех участвующих в реакции или получающихся веществ.

Например, когда горит древесина нам кажется, что вещества, из которых она образована исчезают без следа. Но при тщательном изучении реакции можно увидеть, что это не так: масса веществ, затраченных при сгорании древесины (древесина + кислород), равна массе воды, золы и углекислого газа, которые получились при горении.

Пользуясь законом сохранения массы можно вычислить массу или одного вступившего в реакцию вещества или одного из полученных веществ, если известны массы всех остальных. Так, если необходимо узнать массу кислорода, получившегося при разложении определённого количества оксида ртути, то для этого нам не нужно собирать кислород для взвешивания. Достаточно определить массу участвующего в реакции оксида ртути и массу ртути, которая выделилась в результате реакции. Согласно закону сохранения массы сумма масс ртути и кислорода равняется массе разложившегося оксида ртути. Следовательно, вычитая из массы оксида ртути массу полученной ртути, мы получим массу выделившегося кислорода.

Например, решим такую задачу: мы взяли 2,56 г. оксида ртути, а после реакции получили 1,95 г. ртути. Какова масса образовавшегося в результате реакции кислорода?

Оксид ртути = ртуть + кислород

2, 56 = 1,95 + х

х = 2,56 – 1,95

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

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

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.