Ki fedezte fel az anyagok tömegének megmaradásának törvényét. A tömegmegmaradás törvénye a kémiában

A KÉMIA SZTÖCHIOMETRIAI TÖRVÉNYEI

Mindent a méret, a szám és a súly határoz meg.

G. Cavendish

Az anyagok tömegének megmaradásának törvénye

A tömegmegmaradás törvényét először M. V. Lomonoszov fogalmazta meg 1748-ban. Ezt 1756-ban a fémek lezárt edényekben történő elégetésének példájával erősítette meg. 1748-ban jött létre kémiai laboratórium Szentpéterváron.

M. V. Lomonoszov 1748. július 5-én L. Eulernek írt levelében a következőképpen fogalmazta meg ezt a törvényt: „A természetben végbemenő összes változás úgy történik, hogy ha valamit hozzáadunk valamihez, akkor azt elveszik valami mástól. Így mennyi anyag kerül az egyik testbe, ugyanannyi veszít el a másikból, hány órát töltök alvással, ugyanannyit veszek el ébrenlétből stb. egyetemes törvény a természet, akkor a mozgás szabályaira is kiterjed: az a test, amely lökésével a másikat mozgásra készteti, annyit veszít mozgásából, amennyit átad a másiknak, az általa mozgatva.”

Valamivel később (1789) a tömegmegmaradás törvényét Lomonoszovtól függetlenül állapította meg A. L. Lavoisier, aki kimutatta, hogy a kémiai reakciókban nemcsak teljes súly anyagok, hanem a kölcsönható anyagokat alkotó egyes elemek tömege is: „Semmi sem jön létre benne mesterséges folyamatok, sem a természeteseknél, és felvehető az az álláspont, hogy minden műveletben ugyanannyi anyag van előtte és utána, hogy az elvek minősége és mennyisége változatlan maradt, csak elmozdulások, átcsoportosítások történtek. A kémiai kísérletek teljes művészete ezen a felvetésen alapul.” (" Kezdő tanfolyam kémia", 1789).

A törvény modern megfogalmazása:

A kémiai reakcióba belépő anyagok tömege megegyezik a reakció eredményeként keletkező anyagok tömegével.

Folyamatban kémiai reakció az atomok magjai változatlanok maradnak. Az atom azonban nemcsak az atommag, hanem az azt körülvevő elektronok is. Folyamatban kémiai kölcsönhatás szerkezetátalakítás zajlik elektronikus szerkezet(mindenesetre a külső elektronrétegek), tehát az atom megváltozik, és egyáltalán nem nyilvánvaló, hogy tömege állandó marad. De az elektronok száma, akárcsak az atommagok, megmarad.

A tömegmegmaradás törvényét a többi megmaradási törvényhez hasonlóan szigorúan betartják, de némi magyarázatot igényel. 1905-ben A. Einstein kimutatta, hogy kapcsolat van egy test tömege (m) és energiája (E) között, amelyet a következő összefüggés fejez ki:

ahol c a fény sebessége vákuumban. Ez az Einstein-egyenlet érvényes mind a makroszkopikus testekre, mind a mikrovilág részecskéire (például elektronokra, protonokra). A kémiai reakciók során mindig energia szabadul fel vagy nyel el, így a reakcióban részt vevő anyagok tömege is változik.

Önálló munkavégzésre szóló megbízás. Határozza meg a reakció során felszabaduló hőmennyiségnek megfelelő tömegértéket!

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2O (g) + 241,8 kJ.

Észrevehető-e ekkora tömegváltozás a kémiai folyamatokban?

Milyen folyamatoknál válik észrevehetővé az energia felszabadulás vagy elnyelés következtében bekövetkező tömegváltozás?

Hogyan kell újrafogalmazni a tömegmegmaradás törvényét, hogy minden folyamatra igaz legyen?

2.1. példa. 100 g kalcium-karbonát kalcinálásával 56 g kalcium-oxidot és 22,4 l szén-monoxidot (IV) (n.s.) kaptunk. Ez ellentmond az anyagok tömegének megmaradásának törvényének?

Megoldás. Avogadro törvénye szerint mikor normál körülmények között 22,4 liter gáz 1 mol ennek az anyagnak felel meg. Ennek következtében a reakció során 1 mol CO 2 keletkezett. Tömeg 1 mol szén-dioxid:

m(CO 2) = ν(CO 2) M(CO 2); M(CO 2) = 44 g/mol; m(CO 2) = 1,44 = 44 (g).

A reakciótermékek tömegeinek összege a következő lesz:

56 + 44 = 100 (g),

amely megegyezik az eredeti kalcium-karbonát tömegével. Ezért teljesül a tömegmegmaradás törvénye.

A tömeg megmaradásának törvénye.

A kémiai reakcióba belépő anyagok tömege megegyezik a reakció eredményeként keletkező anyagok tömegével.

A tömegmegmaradás törvénye egy speciális eset köztörvény természet - az anyag és az energia megmaradásának törvénye. E törvény alapján a kémiai reakciók ábrázolhatók kémiai egyenletekkel, anyagok kémiai képleteivel és sztöchiometrikus együtthatókkal, amelyek tükrözik a reakcióban részt vevő anyagok relatív mennyiségét (mólszámát).

Például a metán égési reakcióját írják le a következő módon:

Az anyagok tömegének megmaradásának törvénye

(M. V. Lomonoszov, 1748; A. Lavoisier, 1789)

A kémiai reakcióban részt vevő összes anyag tömege megegyezik az összes reakciótermék tömegével.

Az atom-molekuláris elmélet ezt a törvényt a következőképpen magyarázza: a kémiai reakciók eredményeként az atomok nem tűnnek el vagy nem jelennek meg, hanem átrendeződésük következik be (vagyis a kémiai átalakulás az a folyamat, amikor az atomok között egyes kötések megszakadnak, mások pedig létrejönnek, mint egy amelynek eredményeként az eredeti molekulákból anyagok, reakciótermékek molekulái keletkeznek). Mivel az atomok száma a reakció előtt és után változatlan marad, össztömegük sem változhat. A tömeg alatt az anyag mennyiségét jellemző mennyiséget értjük.

A 20. század elején a relativitáselmélet megjelenése kapcsán felülvizsgálták a tömegmegmaradás törvényének megfogalmazását (A. Einstein, 1905), mely szerint a test tömege függ a sebességétől, ill. , ezért nemcsak az anyag mennyiségét, hanem mozgását is jellemzi. A test által kapott E energia a test tömegének m növekedéséhez kapcsolódik a E = m c 2 összefüggésben, ahol c a fénysebesség. Ezt az arányt nem használják kémiai reakciókban, mert 1 kJ energia ~10 -11 g tömegváltozásnak felel meg és m gyakorlatilag nem mérhető. BAN BEN nukleáris reakciók, ahol E ~10 6-szor nagyobb, mint a kémiai reakciókban, m-et kell figyelembe venni.

A tömegmegmaradás törvénye alapján lehetőség nyílik kémiai reakciók egyenleteinek felállítására és azok felhasználásával számításokra. Ez a kvantitatív kémiai elemzés alapja.

Az összetétel állandóságának törvénye

Az összetétel állandóságának törvénye ( J.L. Proust, 1801 -1808.) - bármely meghatározott vegytiszta vegyület, függetlenül az előállítás módjától, ugyanabból áll kémiai elemek, és tömegük arányai állandóak, és relatív számok az övék atomok egész számok formájában vannak kifejezve. Ez az egyik alaptörvény kémia.

Az összetétel állandóságának törvénye nem teljesül Berthollidák(változó összetételű vegyületek). Az egyszerűség kedvéért azonban sok Berthollid összetételét állandónak írjuk. Például a kompozíció vas(II)-oxid FeO-ként írva (a pontosabb Fe 1-x O képlet helyett).

A többszörösek törvénye

A többszörös arányok törvénye az egyik sztöchiometrikus törvényeket kémia: ha kettő anyagokat (egyszerű vagy összetett) egynél több vegyületet képeznek egymással, akkor az egyik anyag tömege egy másik anyag azonos tömegére vonatkoztatva egész számok, általában kicsi.

Példák

1) A nitrogén-oxidok összetételét (tömegszázalékban) a következő számok fejezik ki:

A számok felosztása alsó sor 0,57-tel azt látjuk, hogy 1:2:3:4:5 arányban vannak.

2) Kalcium-klorid vízzel 4-et képez kristályos hidrát, amelynek összetételét a következő képletekkel fejezzük ki: CaCl 2 ·H 2 O, CaCl 2 · 2H 2 O, CaCl 2 · 4H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, azaz ezekben a vegyületekben az egyenkénti víz tömege A CaCl 2 molekula 1:2:4:6 arányban áll egymással.

A térfogati viszonyok törvénye

(Gay-Lussac, 1808)

"A kémiai reakciókba belépő gázok térfogata és a reakció eredményeként keletkező gázok térfogata kis egész számként viszonyul egymáshoz."

Következmény. A gázhalmazállapotú anyagok molekuláira vonatkozó kémiai reakcióegyenletekben szereplő sztöchiometrikus együtthatók azt mutatják meg, hogy a gáznemű anyagok milyen térfogatarányban reagálnak vagy keletkeznek.

2CO + O 2  2CO 2

Ha két térfogatnyi szén(II)-oxidot egy térfogat oxigén oxidál, 2 térfogatrész szén-dioxid képződik, azaz. a kezdeti reakcióelegy térfogatát 1 térfogattal csökkentjük.

b) Amikor ammóniát szintetizálunk elemekből:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Egy térfogat nitrogén reagál három térfogatrész hidrogénnel; Ebben az esetben 2 térfogat ammónia képződik - a kezdeti gáznemű reakciótömeg térfogata kétszeresére csökken.

Clayperon-Mengyelejev egyenlet

Ha bármilyen gáz tömegére felírjuk a kombinált gáztörvényt, megkapjuk a Clayperon-Mengyelejev egyenletet:

ahol m a gáz tömege; M - molekulatömeg; p - nyomás; V - térfogat; T - abszolút hőmérséklet (°K); R az univerzális gázállandó (8,314 J/(mol K) vagy 0,082 l atm/(mol K)).

Egy adott gáz adott tömegénél a m/M arány állandó, így az egységes gáztörvényt a Clayperon-Mengyelejev egyenletből kapjuk.

Mekkora térfogatot foglal el a 84 g tömegű szén(II)-monoxid 17°C hőmérsékleten és 250 kPa nyomáson?

A CO móljainak száma:

 (CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 mol

CO térfogata N.S. összege

3 22,4 l = 67,2 l

A kombinált Boyle-Mariotte és Gay-Lussac gáztörvényből:

(P V) / T = (P 0 V 0) / T 2

V (CO) = (P 0 T V 0) / (P T 0) = (101,3 (273 + 17) 67,2) / (250 273) = 28,93 l

A gázok relatív sűrűsége megmutatja, hogy egy gázból hányszor nehezebb (vagy könnyebb), mint 1 mol másik gázból.

D A(B) = (B)  (A) = M (B) / M (A)

A gázkeverék átlagos molekulatömege egyenlő a keverék teljes tömegének osztva a mólok teljes számával:

M av = (m 1 +.... + m n) / ( 1 +.... +  n) = (M 1 V 1 + .... M n V n) / ( 1 +.. .. +  n)

AZ ENERGIA MEGTARTÁSI TÖRVÉNY : elkülönítésben Egy rendszerben a rendszer energiája állandó marad, csak az egyik energiatípusból a másikba való átmenet lehetséges. Az energiamegmaradás termodinamikájában a törvény a termodinamika első főtételének felel meg, amit a Q = DU + W egyenlettel fejezünk ki, ahol Q a rendszernek átadott hőmennyiség, DU a belső változás. a rendszer energiája, W a rendszer által végzett munka. Az energiamegmaradás speciális esete a Hess-törvény.

Az energia fogalmát a relativitáselmélet megjelenésével összefüggésben felülvizsgálták (A. Einstein, 1905): az E összenergia arányos az m tömeggel, és ehhez kapcsolódik az E = mc2 összefüggés, ahol c a fénysebesség. Ezért a tömeg kifejezhető energiaegységekben, és megfogalmazható egy általánosabb tömeg- és energiamegmaradás törvénye: izo-lírában. rendszerben a tömeg és az energia összege állandó, és csak bizonyos energiaformák szigorúan ekvivalens arányú átalakulása más energiaformákká, valamint ezzel egyenértékű tömeg- és energiaváltozás lehetséges.

Az egyenértékek törvénye

az anyagok a megfelelőikkel arányos mennyiségben lépnek kölcsönhatásba egymással. Egyes problémák megoldása során célszerűbb ennek a törvénynek egy másik megfogalmazását használni: az egymással reakcióba lépő anyagok tömege (térfogata) arányos az egyenértékű tömegükkel (térfogataikkal).

ekvivalensek: a kémiai elemeket egymással az egyenértéküknek megfelelő, szigorúan meghatározott mennyiségben kombinálják. Az ekvivalensek törvényének matematikai kifejezése megvan következő nézet: ahol m1 és m2 a reagáló vagy keletkező anyagok tömege, m eq(1) és m eq(2) ezeknek az anyagoknak az egyenértékű tömege.

Például: egy bizonyos mennyiségű fém, amelynek ekvivalens tömege 28 g/mol, normál körülmények között mérve 0,7 liter hidrogént kiszorít egy savból. Határozza meg a fém tömegét! Megoldás: Tudva, hogy a hidrogén ekvivalens térfogata 11,2 l/mol, az arány a következő: 28 g fém 11,2 L hidrogénnek felel meg x g fém 0,7 L hidrogénnek felel meg. Ekkor x=0,7*28/11,2=1,75 g.

Az egyenértékű vagy egyenértékű tömeg meghatározásához nem szükséges a hidrogénnel való kombinációjából kiindulni. Meghatározhatóak egy adott elem vegyületének bármely mással alkotott összetétele alapján, amelynek megfelelője ismert.

Például: ha 5,6 g vasat és ként egyesítünk, 8,8 g vas-szulfid keletkezik. Meg kell találni a vas ekvivalens tömegét és ekvivalensét, ha ismert, hogy a kén ekvivalens tömege 16 g/mol. Megoldás: a feladat feltételeiből az következik, hogy a vas-szulfidban 8,8-5,6 = 3,2 g kén van 5,6 g vasban. Az ekvivalens törvénye szerint a kölcsönhatásban lévő anyagok tömege arányos az egyenértékű tömegükkel, azaz 5,6 g vas 3,2 g kén meq (Fe) 16 g/mol kénnel egyenértékű. Ebből következik, hogy m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 g/mol. A vas egyenértéke: 3=meq(Fe)/M(Fe)=28 g/mol:56 g/mol=1/2. Ezért a vas egyenértéke 1/2 mol, azaz 1 mol vas 2 egyenértéket tartalmaz.

Avogadro törvénye

A törvény következményei

Avogadro törvényének első következménye: egy mól bármilyen gázt ugyanazok a feltételek ugyanazt a térfogatot foglalja el.

Különösen normál körülmények között, azaz 0 °C-on (273 K) és 101,3 kPa nyomáson 1 mol gáz térfogata 22,4 liter. Ezt a térfogatot a gáz moláris térfogatának nevezzük V m. Ezt az értéket más hőmérsékletekre és nyomásokra is át lehet számítani a Mendelejev-Clapeyron egyenlet segítségével:

.

Avogadro törvényének második következménye: az első gáz moláris tömege egyenlő a második gáz moláris tömegének és az első gáznak a másodikhoz viszonyított relatív sűrűségének szorzatával.

Ennek a pozíciónak óriási jelentősége volt a kémia fejlődése szempontjából, mivel lehetővé teszi a gáz- vagy gőzhalmazállapotba kerülni képes testek részsúlyának meghatározását. Ha át m a test részsúlyát jelöljük, és azzal d- fajsúlya gőzállapotban, majd az arány m / dállandónak kell lennie minden test számára. A tapasztalatok azt mutatják, hogy minden vizsgált testre, amely bomlás nélkül gőzzé megy át, ez az állandó egyenlő 28,9-cel, ha a részsúly meghatározásakor a levegő fajsúlyából indulunk ki, amelyet egységnek vesszük, de ez az állandó egyenlő lesz. 2-re, ha a hidrogén fajsúlyát egységnek vesszük. Ezt az állandót, vagy ami megegyezik, az összes gőzre és gázra jellemző parciális térfogatot jelöljük VAL VEL, viszont a rendelkezésünkre álló képletből m = dC. Mivel a gőz fajsúlya könnyen meghatározható, ezért az értéket helyettesítve d A képletben az adott test ismeretlen részsúlyát is levezetjük.

Termokémia

Kémiai reakció termikus hatása

Anyag a Wikipédiából - a szabad enciklopédiából

Kémiai reakció vagy változás termikus hatása entalpia rendszerek egy kémiai reakció fellépéséből adódóan - a kémiai változó változásának tulajdonított hőmennyiség, amelyet egy olyan rendszer fogad, amelyben kémiai reakció játszódik le, és a reakciótermékek felveszik a reaktánsok hőmérsékletét.

Ahhoz, hogy a hőhatás olyan mennyiség legyen, amely csak a folyamatban lévő kémiai reakció természetétől függ, a következő feltételeknek kell teljesülniük:

A reakciónak vagy állandó térfogaton kell lezajlania K v (izokór folyamat), vagy állandó nyomáson K p( izobár folyamat).

A rendszerben nem végeznek munkát, kivéve a P = állandónál lehetséges bővítési munkát.

Ha a reakciót standard körülmények között, T = 298,15 K = 25 ˚C és P = 1 atm = 101325 Pa hőmérsékleten hajtják végre, a hőhatást a reakció standard hőhatásának vagy a Δ reakció standard entalpiájának nevezzük. H rO. A termokémiában a reakcióhőt standard képződésentalpiák segítségével számítják ki.

Szabványos képződési entalpia (standard képződéshő)

Normál képződéshő alatt egy mól anyag képződésének hőhatását értjük egyszerű anyagokból, azok komponenseiből, amelyek stabilak. standard állapotok.

Például a képződés standard entalpiája 1 mol metán tól től szénÉs hidrogén megegyezik a reakció termikus hatásával:

C(tv) + 2H2 (g) = CH4 (g) + 76 kJ/mol.

A képződés standard entalpiáját Δ jelöli H fO. Itt az f index a formációt jelenti, az áthúzott kör pedig Plimsol korongra emlékeztet - mire vonatkozik a mennyiség standard állapot anyagokat. A standard entalpia egy másik elnevezése gyakran megtalálható a szakirodalomban - ΔH 298,15 0 , ahol a 0 egy atmoszférával egyenlő nyomást jelent (vagy valamivel pontosabban standard feltételekhez ), és 298,15 a hőmérséklet. Néha a 0 indexet használják a kapcsolódó mennyiségekre tiszta anyag, amely előírja, hogy szabványos termodinamikai mennyiségeket csak akkor lehet vele kijelölni, ha standard állapotként tiszta anyagot választunk. . A szabvány felfogható például egy anyag állapotának is rendkívül híg megoldás. A „Plimsoll lemez” ebben az esetben az anyag tényleges standard halmazállapotát jelenti, függetlenül annak választásától.

Az egyszerű anyagok képződési entalpiáját nullának tekintjük, és a képződési entalpiának nulla értéke az aggregáció állapotára vonatkozik, amely T = 298 K hőmérsékleten stabil. jód kristályos állapotban Δ H I2(tv) 0 = 0 kJ/mol, és folyadékra jód Δ H I2(l)0 = 22 kJ/mol. Az egyszerű anyagok normál körülmények közötti képződésének entalpiája a fő energetikai jellemzőik.

Bármely reakció hőhatása az összes termék képződéshőjének összege és a reakcióban részt vevő összes reagens képződéshőjének összege közötti különbségként adódik (következmény Hess törvénye):

Δ H reakció O = ΣΔ H f O (termékek) - ΣΔ H f O (reagensek)

A hőkémiai hatások beépíthetők a kémiai reakciókba. Kémiai egyenletek amelyek a felszabaduló vagy elnyelt hő mennyiségét jelzik, termokémiai egyenleteknek nevezzük. A környezetbe hő kibocsátásával járó reakciók negatív termikus hatást fejtenek ki és ún hőtermelő. A hő elnyelésével járó reakciók pozitív termikus hatást fejtenek ki és ún endoterm. A termikus hatás általában egy mól reagált kiindulási anyagra vonatkozik, amelynek sztöchiometrikus együtthatója maximális.

Hőmérséklet függés hőhatás reakció (entalpiája).

A reakcióentalpia hőmérsékletfüggésének kiszámításához ismerni kell a moláris értéket hőkapacitás a reakcióban részt vevő anyagok. A reakció entalpiájának változását a hőmérséklet T 1-ről T 2-re történő emelkedésével a Kirchhoff-törvény alapján számítjuk ki (feltételezzük, hogy egy adott hőmérsékleti tartományban a moláris hőkapacitások nem függenek a hőmérséklettől, és nincs fázistranszformációk):

Ha egy adott hőmérsékleti tartományban fázisátalakítások következnek be, akkor a számítás során figyelembe kell venni a megfelelő átalakulások hőjét, valamint az ilyen átalakuláson átesett anyagok hőkapacitása hőmérséklet-függésének változását:

ahol ΔC p (T 1 ,T f) a hőkapacitás változása a T 1 és a fázisátalakulási hőmérséklet közötti hőmérséklet-tartományban; ΔC p (T f ,T 2) a hőkapacitás változása a fázisátalakulási hőmérséklettől a végső hőmérsékletig terjedő hőmérséklet-tartományban, T f pedig a fázisátalakulási hőmérséklet.

Szabványos égési entalpia

Szabványos égési entalpia - Δ H hor o, egy mól anyag oxigénben történő égési reakciójának termikus hatása az oxidok képződésére legmagasabb fokozat oxidáció. A nem éghető anyagok égési hőjét nullának kell tekinteni.

Az oldat standard entalpiája

Az oldat standard entalpiája - Δ H oldat, 1 mól anyag végtelen nagy mennyiségű oldószerben való feloldódási folyamatának termikus hatása. A pusztulás hevéből áll kristályrácsés melegség hidratáció(vagy meleg megoldása nem vizes oldatokhoz), amely az oldószermolekulák és az oldott anyag molekuláival vagy ionjaival való kölcsönhatás eredményeként szabadul fel, változó összetételű vegyületek - hidrátok (szolvátok) képződésével. A kristályrács pusztulása általában endoterm folyamat - Δ H resh > 0, és az ionhidratáció exoterm, Δ H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH resh és Δ H Az oldódási hidr entalpiának lehetnek pozitív és negatív értékei is. Tehát a kristály feloldódása kálium-hidroxid hőleadás kíséretében:

Δ H oldKOH o = Δ H dönt + Δ H hydrK +o + Δ H hydroOH −о = −59 KJ/mol

A hidratáció entalpiája alatt - Δ H hydr, azt a hőt jelenti, amely akkor szabadul fel, amikor 1 mol ion vákuumból oldatba megy át.

Normál semlegesítési entalpia

Normál semlegesítési entalpia - Δ H Erős savak és bázisok 1 mól vizet képező reakciójának neutro entalpiája standard körülmények között:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH − = H 2 O, ΔH neutr ° = -55,9 kJ/mol

Tömény oldatok közömbösítésének standard entalpiája erős elektrolitok az ionkoncentrációtól függ, az ionok hidratációjának ° ΔH értékének változása miatt hígításkor.

Entalpia

Entalpia egy anyag tulajdonsága, amely a hővé alakítható energia mennyiségét jelzi.

Entalpia- Ezt termodinamikai tulajdonság olyan anyag, amely a molekulaszerkezetében tárolt energia szintjét jelzi. Ez azt jelenti, hogy bár egy anyagnak van energiája a hőmérséklet és a nyomás alapján, nem minden alakítható hővé. A belső energia egy része mindig az anyagban marad, és megtartja molekuláris szerkezetét. Rész kinetikus energia egy anyag hozzáférhetetlen, ha hőmérséklete megközelíti a környezeti hőmérsékletet. Ezért az entalpia az az energiamennyiség, amely bizonyos hőmérsékleten és nyomáson hővé alakítható. Entalpia mértékegységei- Brit hőegység vagy joule az energia és Btu/lbm vagy J/kg a fajlagos energia.

Entalpia mennyisége

Mennyiség entalpia egy anyag adott hőmérsékletén alapul. Ezt a hőmérsékletet- ezt az értéket választják számításai alapjául a tudósok és mérnökök. Ez az a hőmérséklet, amelyen az anyag entalpiája nulla J. Más szóval, az anyagnak nincs hővé alakítható energiája. Ez a hőmérséklet különféle anyagok különböző. Például, adott hőmérséklet a víz a hármaspont (0 °C), a nitrogén -150 °C, a metán és etán alapú hűtőközegek pedig -40 °C.

Ha egy anyag hőmérséklete magasabb, mint adott hőmérséklete, vagy adott hőmérsékleten állapota gáz halmazállapotúvá változik, az entalpiát pozitív számként fejezzük ki. Fordítva, ez alatti hőmérsékleten az anyag entalpiája negatív számként van kifejezve. Az entalpiát a két állapot közötti energiaszint-különbség meghatározására használják számítások során. Ez szükséges a berendezés konfigurálásához és meghatározásához együttható a folyamat hasznos tevékenysége.

Az entalpiát gyakran úgy határozzák meg az anyag teljes energiája, mivel egyenlő belső energiájának (u) összegével ezt az állapotot a munka elvégzésének képességével együtt (pv). De a valóságban az entalpia nem jelzi teljes energiával anyagok egy adott abszolút nulla feletti hőmérsékleten (-273°C). Ezért ahelyett, hogy az entalpiát egy anyag teljes hőjeként határoznánk meg, pontosabban az anyag hővé alakítható rendelkezésre álló energiájának teljes mennyiségeként határozzuk meg. H = U + pV

Belső energia

Egy test belső energiája (amelyet E-vel vagy U-val jelölünk) a molekula molekuláris kölcsönhatásainak és hőmozgásának energiáinak összege. A belső energia a rendszer állapotának egyedi funkciója. Ez azt jelenti, hogy amikor a rendszer egy adott állapotban találja magát, az belső energia felveszi az ebben az állapotban rejlő jelentést, függetlenül a rendszer történetétől. Következésképpen a belső energia változása az egyik állapotból a másikba való átmenet során mindig egyenlő lesz a végső és a kezdeti állapot értékei közötti különbséggel, függetlenül attól, hogy az átmenet milyen úton ment végbe.

A test belső energiája közvetlenül nem mérhető. Csak a belső energia változását határozhatja meg:

A testhez hozták hőség, mérve joule

- Munka test által végzett külső erők ellen, joule-ban mérve

Ez a képlet egy matematikai kifejezés a termodinamika első főtétele

Mert kvázi statikus folyamatok a következő összefüggés áll fenn:

-hőfok, mérve kelvineket

-entrópia, joule/kelvin mértékegységben mérve

-nyomás, mérve pascal

-kémiai potenciál

A részecskék száma a rendszerben

Ideális gázok

Az empirikusan levezetett Joule-törvény szerint belső energia ideális gáz nem függ a nyomástól vagy a térfogattól. E tény alapján megkaphatjuk az ideális gáz belső energiájának változásának kifejezését. A-priory moláris hőkapacitásállandó hangerőn, . Mivel egy ideális gáz belső energiája csak a hőmérséklet függvénye, akkor

.

Ugyanez a képlet igaz bármely test belső energiájának változásának kiszámítására is, de csak állandó térfogatú folyamatokra ( izokhorikus folyamatok); V általános eset C V (T,V) a hőmérséklet és a térfogat függvénye.

Ha figyelmen kívül hagyjuk a moláris hőkapacitás változását a hőmérséklet változásával, akkor kapjuk:

Δ U = ν C V Δ T,

ahol ν az anyag mennyisége, Δ T- hőmérséklet változás.

AZ ANYAG, TEST, RENDSZER BELSŐ ENERGIÁJA

(görögül: ένέργια - tevékenység, energia). A belső energia az Rész teljes testenergia (rendszerek tel): E = E k + E p + U, Ahol E k - kinetikus energia makroszkopikus mozgalom rendszerek, E p - helyzeti energia, amelyet külső erők jelenléte okoz mezőket(gravitációs, elektromos stb.), U- belső energia. Belső energia anyagokat, testek, testrendszerek - funkció állapot, egy anyag, test, rendszer belső állapotának teljes energiatartalékaként definiálva, a változásban (felszabadulásban) folyamat kémiai reakciók, hőátadás és teljesítmény munka. A belső energia összetevői: (a) a hő mozgási energiája valószínűségi részecskék mozgása (atomok, molekulák, ionok stb.), amelyek az anyagot (testet, rendszert) alkotják; (b) a részecskék potenciális energiája az intermolekulájuk miatt kölcsönhatás; c) az elektronok energiája elektronhéjban, atomokban és ionokban; d) intranukleáris energia. A belső energia nem kapcsolódik a rendszer állapotának megváltoztatásának folyamatához. A rendszer bármilyen változása esetén a rendszer belső energiája a környezetével együtt állandó marad. Vagyis a belső energia nem vész el és nem is nyerhető. Ugyanakkor az energia a rendszer egyik részéből a másikba mozoghat, vagy az egyikből átalakulhat formák másikba. Ez az egyik megfogalmazás törvény energiamegmaradás - a termodinamika első főtétele. A belső energia egy része munkává alakítható. A belső energiának ezt a részét szabad energiának nevezzük. G. (BAN BEN kémiai vegyületek vegyszernek hívják lehetséges). A belső energia többi részét, amely nem alakítható át munkává, kötött energiának nevezzük. W b .

Entrópia

Entrópia (tól görögἐντροπία - fordul, átalakul) azzá természettudományok- a rendezetlenség mértéke rendszerek, amely sokból áll elemeket. Különösen ben statisztikai fizika - intézkedés valószínűségek bármely makroszkopikus állapot megvalósítása; V információelmélet- bármely tapasztalat (teszt) bizonytalanságának mérőszáma, amely eltérő kimenetelű lehet, és így az összeg is információ; V történettudomány, Mert magyarázatokat jelenség alternatív történelem (invariancia és változékonyság történelmi folyamat).

Tól től ezt a leckét megtudhatja, mi a kémiai reakció lényege az atom-molekuláris elmélet szemszögéből. A leckét a kémia egyik legfontosabb törvényének - az anyagok tömegének megmaradásának törvényének - tanulmányozásának szentelték.

Téma: Kezdeti kémiai ötletek

Tanulság: A kémiai reakció lényege. Az anyagok tömegének megmaradásának törvénye

A kémiai átalakulás lényegének kérdése hosszú ideje rejtély maradt a természettudósok számára. Csak az atom-molekuláris elmélet fejlődésével vált lehetségessé annak elképzelése, hogyan mennek végbe a kémiai reakciók az atomok és molekulák szintjén.

Vminek megfelelően atom-molekuláris elmélet, az anyagok molekulákból, a molekulák pedig atomokból állnak. Egy kémiai reakció során a kiindulási anyagokat alkotó atomok nem tűnnek el, és nem jelennek meg új atomok.

Ekkor feltételezhetjük, hogy egy kémiai reakció eredményeként reakciótermékek keletkeznek olyan atomokból, amelyek korábban az eredeti anyagok részét képezték. Íme egy kémiai reakció modellje:

Rizs. 1. Kémiai reakció modellje az AMT szemszögéből

A modell elemzése után egy hipotézist állíthatunk fel (tudományosan megalapozott feltevés):

A reakciótermékek össztömegének meg kell egyeznie a kiindulási anyagok össztömegével.

Még Leonardo da Vinci is mondta: „A tapasztalat által nem igazolt tudás, minden megbízhatóság anyja, terméketlen és tele van hibákkal.” Ez azt jelenti, hogy egy hipotézis soha nem lesz törvény, hacsak nem igazolják kísérleti úton.

A kísérleti módszert a kémiában R. Boyle kutatásai után kezdték széles körben alkalmazni a 17. században. Az angol természettudós fémeket kalcinált lezáratlan edényekben - retortál, és felfedezte, hogy a kalcinálás után a fém tömege megnőtt.

E kísérletek alapján nem vette figyelembe a levegő szerepét, és arra a téves következtetésre jutott, hogy az anyagok tömege a kémiai reakciók során változik.

M.V. Lomonoszov, R. Boyle-lal ellentétben, a fémeket nem at szabadban, valamint lezárt retortákban, és kalcinálás előtt és után lemérjük őket. Bebizonyította, hogy az anyagok tömege a reakció előtt és után változatlan marad, és a kalcinálás során levegőt adnak a fémhez (az oxigént akkor még nem fedezték fel). De Lomonoszov nem tette közzé kutatásának eredményeit.

1774-ben R. Boyle kísérleteit A. Lavoisier megismételte, pontosan ugyanolyan eredménnyel, mint Lomonoszov. De tett egy új, nagyon fontos megfigyelést, nevezetesen, hogy a lezárt retortában a levegőnek csak egy része keveredik a fémmel, és hogy a vízkővé alakuló fém tömegének növekedése megegyezik a fém tömegének csökkenésével. levegő a retortában. Ugyanakkor a fém egy része szabad formában maradt.

Így egymástól függetlenül M.V. Lomonoszov és A. Lavoisier megerősítette annak a feltételezésnek az érvényességét, hogy az anyagok tömege kémiai reakció eredményeként megmarad.

Ez a feltevés csak ezután vált törvénybe tíz éves tanulmány G. Landolt német vegyész a 20. század elején. Ma az anyagok tömegének megmaradásának törvénye a következőképpen van megfogalmazva:

A reakcióban részt vevő anyagok tömege megegyezik a reakciótermékek tömegével.

Segítségével megerősítheti az anyagok tömegének megmaradásának törvényének helyességét következő élmény. Az első Landolt-edényben készítsen kálium-jodid- és ólom-nitrát-oldatot. A második edényben a vas-klorid és a kálium-tiocianát reakciója megy végbe. Szorosan zárja le a dugókat. A mérleg egyensúlyozása. Megtartja-e az egyensúly a reakciók befejeződése után? Az első edényben sárga ólomjodid csapadék válik ki, a másodikban sötétvörös vas-tiocianát képződik. Landolt edényeiben kémiai reakciók mentek végbe: új anyagok keletkeztek. De az egyensúly nem bomlott (2. ábra). A kiindulási anyagok tömege mindig megegyezik a reakciótermékek tömegével.

Rizs. 2. Kísérlet, amely megerősíti az anyagok tömegének megmaradásának törvényének helyességét

Adjunk példát egy másik kísérletre, amely bizonyítja az anyagok tömegének megmaradásának törvényének helyességét a kémiai reakciókban. Egy gyertya ég a lombik belsejében, ha a dugó zárva van. Egyensúlyozzuk a mérleget. Gyújtsuk meg a gyertyát és engedjük le a lombikba. Zárja le szorosan a lombikot dugóval. Gyertyát égetni az kémiai folyamat. A lombikban lévő oxigén elfogyasztása után a gyertya kialszik, és a kémiai reakció befejeződik. De a mérleg egyensúlya nem bomlik meg: a reakciótermékek tömege megegyezik a kiindulási anyagok tömegével (3. ábra).

Rizs. 3. Kísérletezzen egy lombikban égő gyertyával

Az anyagok tömegének megmaradásának törvényének felfedezése volt kitűnő érték Mert további fejlődés kémia. Az anyagok tömegmaradásának törvénye alapján elvégzik a legfontosabb számításokat és felállítják a kémiai reakciók egyenleteit.

1. Feladat- és gyakorlatgyűjtemény kémiából: 8. osztály: a tankönyvhöz P.A. Orzhekovszkij és mások „Kémia, 8. osztály” / P.A. Orzsekovszkij, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O.V. Kémia munkafüzet: 8. osztály: a tankönyvhöz P.A. Orzhekovsky és mások „Kémia. 8. évfolyam” / O.V. Ushakova, P.I. Beszpalov, P.A. Orzsekovszkij; alatt. szerk. prof. P.A. Orzsekovszkij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (15-16. o.)

3. Kémia: 8. osztály: tankönyv. általános műveltségre intézmények / P.A. Orzsekovszkij, L.M. Mescserjakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§6)

4. Kémia: inorg. kémia: tankönyv. 8. osztály számára. Általános oktatás intézmények / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M.: Oktatás, OJSC „Moszkva Tankönyvek”, 2009.

5. Enciklopédia gyerekeknek. 17. kötet Kémia / Fejezet. ed.V.A. Volodin, Ved. tudományos szerk. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

További webes források

1. Digitális oktatási források egységes gyűjteménye ().

2. A „Chemistry and Life” folyóirat elektronikus változata ().

Házi feladat

Val vel . 16 №№ 3,5 tól től Munkafüzet kémiából: 8. osztály: a tankönyvhöz P.A. Orzhekovsky és mások „Kémia. 8. évfolyam” / O.V. Ushakova, P.I. Beszpalov, P.A. Orzsekovszkij; alatt. szerk. prof. P.A. Orzhekovszkij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Híres angol vegyész Robert Boyle Fémekkel végzett különféle kísérletek során észrevettem, hogy ha a fémeket erősen felmelegítjük a levegőben, tömegük megnő. Ennek eredményeként a tudós azt javasolta, hogy a melegítés során fellépő kémiai reakció eredményeként az anyagok tömegének meg kell változnia. Robert Boyleúgy gondolták, hogy hevítéskor a fémek reakcióba lépnek egy bizonyos "tüzes anyag" a láng tartalmazza. "Tűz anyag" flogisztonnak hívják.

Mihail Vasziljevics Lomonoszov orosz tudós megváltoztatta a kísérlet elrendezését, és a fémeket nem szabad levegőn, hanem hermetikusan lezárt üvegretortákban hevítette. A kísérlet ilyen módon történő felállítása során a fémes retorta tömege melegítés előtt és után változatlan maradt.

Amikor egy ilyen retortát kinyitottak, kiderült, hogy a fém részben átalakult egy másik anyaggá, amely beborította a fém felületét. Következésképpen a fém reakcióba lép a retortában lévő levegővel. M.V. Lomonoszov nagyon csinálta fontos következtetés. Ha a retorta kalcinálás előtti és utáni össztömege nem változott, az azt jelenti, hogy az edényben lévő levegő tömege a fém tömegének növekedésével azonos mértékben csökkent (a felületén új anyag képződése miatt). ).

A retortában lévő levegő tömege valójában csökkent, mivel amikor kinyitották, a levegő "berobban" füttyszóval bele a retortába.

Így fogalmazódott meg tömegmegmaradás törvénye:

A kémiai reakcióba lépett anyagok tömege megegyezik a reakció eredményeként kapott anyagok tömegével

A tömegmegmaradás törvényének felfedezése komoly csapást mért rossz elmélet flogiszton, amely hozzájárult a további gyors fejlődés kémia. A tömegmegmaradás törvényéből az következik, hogy az anyagok nem keletkezhetnek a semmiből és nem válhatnak semmivé. Az anyagok csak egymásba alakulnak át.

Például amikor egy gyertya ég, a tömege csökken. Feltételezhető, hogy az anyag, amelyből a gyertya készült, nyomtalanul eltűnik. Valójában ez nem igaz. BAN BEN ebben az esetben Nem veszik figyelembe az összes olyan anyagot, amely részt vesz a gyertya égésének kémiai reakciójában.

A gyertya azért ég, mert oxigén van a levegőben. Következésképpen az anyag, amelyből a gyertya készül, a paraffin reakcióba lép az oxigénnel. Ebben az esetben szén-dioxid és vízgőz képződik - ezek reakciótermékek. Ha megméri a reakciótermékek, a szén-dioxid és a vízgőz tömegét, akkor tömegük megegyezik a reagált paraffin és oxigén tömegével. Ebben az esetben a reakciótermékek egyszerűen nem láthatók.

A laboratóriumban a tömegmegmaradás törvénye a következőképpen bizonyítható. A lombikba olyan anyagot kell helyezni, amely reakcióba léphet oxigénnel. Zárjuk le a lombikot dugóval, és mérjük le. Ezután melegítse fel a lombikot. Melegítéskor az anyag reakcióba lép a levegőben lévő oxigénnel. Amikor a lombik lehűlt, mérjük meg újra. A lombik tömege változatlan marad.

Felfedezték a tömegmegmaradás törvényét M.V. Lomonoszov 1748-ban. 1773-ban Lomonoszovtól függetlenül ugyanazokat a kísérleti eredményeket kapták. francia vegyész Antoine Laurent Lavoisier.

Számítások a tömegmegmaradás törvénye alapján

A tömegmegmaradás törvénye alapján kiszámíthatja a reakcióban részt vevő anyagok egyikének vagy a keletkező anyagok egyikének tömegét, ha az összes többi anyag tömege ismert.

Amikor a vas oxigénben ég, úgynevezett vaskő képződik. Mekkora a vas tömege, ha reagál 5,6 g vas és 3,2 g oxigén?

A tömegmegmaradás törvényéből az következik, hogy a vas és az oxigén (reagensek) össztömege megegyezik a vaskő (termék) tömegével. Ezért a vas tömege egyenlő 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.

Nézzünk egy másik példát. Kihagyáskor elektromos áram vízen keresztül a víz lebomlik egyszerű anyagok– hidrogén és oxigén. Mekkora az oxigén tömege, ha 12 g vízből 1,3 g hidrogént nyerünk?

Az érthetőség kedvéért készítsük el a folyamatban lévő folyamat diagramját, jelöljük az oxigén tömegét X grammban:

• A tömeg megmaradásának törvénye az orosz tudós által felfedezett anyagokat, M.V. Lomonoszov
• A tömegmegmaradás törvényének megfogalmazása: a kémiai reakcióba lépő anyagok tömege mindig megegyezik a reakció eredményeként kapott anyagok tömegével
  

Bármely kémiai reakció terméke ugyanazokból az atomokból áll, amelyekből készültek. kiindulási anyagok. A kémiai reakciókban az atomok megmaradnak, ami azt jelenti, hogy minden atom tömegét meg kell őrizni. Ebben az esetben bármely kémiai reakció termékének azonos tömegűnek kell lennie a kiindulási anyagokéval.

Néhány kísérlet után úgy tűnhet, hogy az anyagok tömegére vonatkozó állítás helytelen. Például kalcináláskor a fémek törékeny pikkelyekké válnak, amelyek tömege mindig több tömeg fémek a kísérlet előtt. De miért? Lehetséges, hogy a levegőből egyes részecskék a fémhez tapadnak? M. V. Lomonoszov megtalálta a választ erre a kérdésre: fémeket kalcinált zárt edények. A fém vízkővé alakult, és a mérleggel együtt lévő edény tömege ugyanaz maradt, mint a fémes edény tömege. Kiderült, hogy a légedényben lévő tömeg annyival csökkent, amennyivel a fém tömege nőtt.

A kémiai reakcióba lépő anyagok tömege mindig megegyezik a keletkező anyagok tömegével.

A kémia egyik alaptörvényét az anyagtömeg megmaradásának törvényének nevezik. Ezt a törvényt először M.V. Lomonoszov így:

„Minden változás, ami a természetben történik, olyan állapotú, hogy amennyit elvesznek az egyik testből, annyi kerül a másikba, tehát ha egy kis anyag elveszik valahol, az megsokszorozódik egy másik helyen. ”

Az anyagtömeg megmaradásának törvényéből az következik, hogy az anyagok a semmiből és a semmiből nem keletkezhetnek, és nem alakulhatnak semmivé. Még akkor is, ha úgy tűnik számunkra, hogy egy kémiai reakció során több anyag keletkezik, vagy egy kémiai reakció után az anyag tömege kisebb lett, ez azt jelenti, hogy nem vettük figyelembe a reakcióban részt vevő összes anyagot, ill. keletkező anyagok.

Például, amikor a fa ég, úgy tűnik számunkra, hogy azok az anyagok, amelyekből keletkezik, nyomtalanul eltűnnek. De a reakció alapos tanulmányozása után láthatja, hogy ez nem így van: a fa égésekor elfogyasztott anyagok tömege (fa + oxigén) megegyezik az égés során keletkező víz, hamu és szén-dioxid tömegével.

A tömegmegmaradás törvénye alapján kiszámíthatja az egyik reagáló anyag vagy a keletkező anyagok egyikének tömegét, ha az összes többi tömege ismert. Tehát, ha meg kell találnunk egy bizonyos mennyiségű higany-oxid bomlásakor keletkező oxigén tömegét, akkor ehhez nem kell oxigént gyűjteni a méréshez. Elegendő a reakcióban részt vevő higany-oxid tömegét és a reakció eredményeként felszabaduló higany tömegét meghatározni. A tömegmegmaradás törvénye szerint a higany és az oxigén tömegének összege megegyezik a lebontott higany-oxid tömegével. Következésképpen a keletkező higany tömegét levonva a higany-oxid tömegéből megkapjuk a felszabaduló oxigén tömegét.

Például oldjuk meg a következő feladatot: vettünk 2,56 g higany-oxidot, és a reakció után 1,95 g higanyt kaptunk. Mekkora az oxigén tömege a reakció eredményeként?

Higany-oxid = higany + oxigén

2,56 = 1,95 + x

x = 2,56 – 1,95

weboldalon, az anyag teljes vagy részleges másolásakor a forrásra mutató hivatkozás szükséges.