Кто открыл закон сохранения массы веществ. Закон сохранения массы в химии

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Все определяется мерой, числом и весом.

Г. Кавендиш

Закон сохранения массы веществ

Закон сохранения массы впервые сформулировал М. В. Ломоносов в 1748 г. Экспериментально он подтвердил его на примере обжигания металлов в запаянных сосудах в 1756 г. Протекание химических реакций путем взвешивания исходных веществ и продуктов Ломоносов изучал в созданной им в 1748 г. при Академии наук химической лаборатории в г. Санкт-Петербурге.

М. В. Ломоносов в письме к Л. Эйлеру от 5 июля 1748 г. сформулировал этот закон так: «Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у другого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю от бодрствования и т. д. Так как это всеобщий закон природы, то он распространяется и на правила движения: тело, которое своим толчком возбуждает другое к движению, столько же теряет от своего движения, сколько сообщает другому, им двинутому».

Несколько позже (1789 г.) закон сохранения массы был независимо от Ломоносова установлен А. Л. Лавуазье, который показал, что при химических реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ: «Ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки. На этом положении основано все искусство делать опыты в химии». («Начальный курс химии», 1789 г.).

Современная формулировка закона:

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

В процессе химической реакции остаются неизменными ядра атомов. Однако атом – это не только ядро, но и окружающие его электроны. В процессе химического взаимодействия происходит перестройка электронной структуры (во всяком случае, внешних электронных слоев), так что атом изменяется, и совсем не очевидно, что его масса остается постоянной. Но число электронов, как и ядер, сохраняется.

Закон сохранения массы, как и другие законы сохранения, строго выполняется, но нуждается в некоторых пояснениях. В 1905 г. А. Эйнштейн показал, что между массой тела (m) и его энергией (Е) существует связь, выражаемая соотношением:

где с – скорость света в вакууме. Это уравнение Эйнштейна справедливо как для макроскопических тел, так и для частиц микромира (например, электронов, протонов). В ходе химических реакций всегда выделяется или поглощается энергия, поэтому изменяется и масса веществ, участвующих в реакции.

Задание для самостоятельной работы. Определите значение массы, отвечающее количеству теплоты, выделяющейся в ходе реакции

Н 2(г) + 1/2О 2(г) = Н 2 О (г) + 241,8 кДж.

Можно ли заметить такое изменение массы в химических процессах?

Для каких процессов изменение массы в результате выделения или поглощения энергии становится заметным?

Как нужно переформулировать закон сохранения массы, чтобы он соблюдался для любых процессов?

Пример 2.1. Прокаливанием 100 г карбоната кальция получено 56 г оксида кальция и 22,4 л оксида углерода (IV) (н. у.). Противоречит ли это закону сохранения массы веществ?

Решение. По закону Авогадро при нормальных условиях 22,4 л газа соответствует 1 моль этого вещества. Следовательно, в процессе реакции образовался 1 моль СО 2 . Масса 1 моль углекислого газа:

m(СО 2) = ν(СО 2) · M(СО 2); M(СО 2) = 44 г/моль; m(СО 2) = 1 · 44 = 44 (г).

Сумма масс продуктов реакции составит:

56 + 44 = 100 (г),

что равняется массе исходного карбоната кальция. Следовательно, закон сохранения массы выполняется.

Закон сохранения массы.

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

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы – закона сохранения материи и энергии. На основании этого закона химические реакции можно отобразить с помощью химических уравнений, используя химические формулы веществ и стехиометрические коэффициенты, отражающие относительные количества (число молей) участвующих в реакции веществ.

Например, реакция горения метана записывается следующим образом:

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

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

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

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

Закон постоянства состава

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст , 1801 -1808гг .) - любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов , причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии .

Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe 1-x O).

Закон кратных отношений

Закон кратных отношений - один из стехиометрических законов химии : если два вещества (простых или сложных ) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа , обычно небольшие.

Примеры

1) Состав оксидов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:

Разделив числа нижней строки на 0,57, видим, что они относятся как 1:2:3:4:5.

2) Хлористый кальций образует с водой 4 кристаллогидрата , состав которых выражается формулами: CaCl 2 ·H 2 O, CaCl 2 ·2H 2 O, CaCl 2 ·4H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl 2 , относятся как 1: 2: 4: 6.

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

2CO + O 2  2CO 2

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

b) При синтезе аммиака из элементов:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Уравнение Клайперона-Менделеева

Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:

где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль К) или 0,082 л атм/(моль К)).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.

Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода (II) массой 84 г?

Количество моль CO равно:

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

Объем CO при н.у. составляет

3 22,4 л = 67,2 л

Из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

(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 л

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.

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

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

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

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ : в изолир. системе энергия системы остается постоянной, возможны лишь переходы одного вида энергии в другой. В термодинамике сохранения энергии закону соответствует первое начало термодинамики, к-рое выражается ур-нием Q = DU + W, где Q-кол-во сообщенной системе теплоты, DU-изменение внутр. энергии системы, W - совершенная системой работа. Частный случай сохранения энергии закона-Гесса закон.

Понятие энергии подверглось пересмотру в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905): полная энергия E пропорциональна массе т и связана с ней соотношением Е = тс2, где с-скорость света. Поэтому массу можно выражать в единицах энергии и сформулировать более общий закон сохранения массы и энергии: в изо-лир. системе сумма масс и энергии постоянна и возможны лишь превращения в строго эквивалентных соотношениях одних форм энергии в другие и эквивалентно связанные друг с другом изменения массы и энергии.

Закон эквивалентов

вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

эквивалентов: химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид: где m1 и m2 - массы реагирующих или образующихся веществ, m экв(1) и m экв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

Например: некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла. Решение: зная, что эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, составляет пропорцию: 28 г металла эквивалентны 11,2 л водорода х г металла эквивалентны 0,7 л водорода. Тогда х=0,7*28/11,2= 1,75 г.

Для определения эквивалента или эквивалентной массы необязательно исходить из его соединения с водородом. Их можно определить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

Например: при соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Нужно найти эквивалентную массу железа и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль. Решение: из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8-5,6=3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам, то есть 5,6 г железа эквивалентны 3,2 г серы mэкв (Fе) эквивалентна 16 г/моль серы. Отсюда следует, что m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 г/моль. Эквивалент железа равен: 3=mэкв(Fe)/M(Fe)=28 г/моль:56 г/моль=1/2. Следовательно, эквивалент железа равен 1/2 моля, то есть в 1 моле железа содержится 2 эквивалента.

Закон Авогадро

Следствия закона

Первое следствие из закона Авогадро: один мольлюбого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём .

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа V m . Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона:

.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму .

Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d - удельный вес его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха, принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицуудельный весводорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём черезС , мы из формулы имеем с другой стороны m = dC . Так как удельный вес параопределяется легко, то, подставляя значениеd в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Термохимия

Тепловой эффект химической реакции

Материал из Википедии - свободной энциклопедии

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс ).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH r O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивыхстандартных состояниях .

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля - то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии - ΔH 298,15 0 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия ), а 298,15 - температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу , оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество . Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I2(тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I2(ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствиезакона Гесса ):

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими . Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими . Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений ):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

где ΔC p (T 1 ,T f) - изменение теплоемкости в интервале температур от Т 1 до температуры фазового перехода; ΔC p (T f ,T 2) - изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T f - температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания

Стандартная энтальпия сгорания - ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава - гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК +о + ΔH гидрOH −о = −59 КДж/моль

Под энтальпией гидратации - ΔH гидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации

Стандартная энтальпия нейтрализации - ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH − = H 2 O, ΔH нейтр ° = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔH гидратации ° ионов при разбавлении.

Энтальпия

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении.Единицы энтальпии - британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура - это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды - это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.

Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения коэффициента полезного действия процесса.

Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества , так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту. H = U + pV

Внутренняя энергия

Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) - это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Это означает, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, её внутренняя энергия принимает присущее этому состоянию значение, независимо от предыстории системы. Следовательно, изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое будет всегда равно разности между ее значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от пути, по которому совершался переход.

Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энергии:

Подведённая к телу теплота , измеренная в джоулях

- работа , совершаемая телом против внешних сил, измеренная в джоулях

Эта формула является математическим выражением первого начала термодинамики

Для квазистатических процессов выполняется следующее соотношение:

-температура , измеренная в кельвинах

-энтропия , измеренная в джоулях/кельвин

-давление , измеренное в паскалях

-химический потенциал

Количество частиц в системе

Идеальные газы

Согласно закону Джоуля, выведенному эмпирически, внутренняя энергия идеального газа не зависит от давления или объёма. Исходя из этого факта, можно получить выражение для изменения внутренней энергии идеального газа. По определению молярной теплоёмкости при постоянном объёме, . Так как внутренняя энергия идеального газа является функцией только от температуры, то

.

Эта же формула верна и для вычисления изменения внутренней энергии любого тела, но только в процессах при постоянном объёме (изохорных процессах ); в общем случае C V (T ,V ) является функцией и температуры, и объёма.

Если пренебречь изменением молярной теплоёмкости при изменении температуры, получим:

ΔU = νC V ΔT ,

где ν - количество вещества, ΔT - изменение температуры.

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ ВЕЩЕСТВА, ТЕЛА, СИСТЕМЫ

(Греч.: ένέργια - деятельность , энергия ). Внутренняя энергия - это часть полной энергии тела (системы тел ): E = E k + E p + U , где E k - кинетическая энергия макроскопического движения системы, E p - потенциальная энергия , обусловленная наличием внешних силовых полей (гравитационного, электрического и т.д.), U - внутренняя энергия. Внутренняя энергия вещества , тела, системы тел - функция состояния , определяемая как полный запас энергии внутреннего состояния вещества, тела, системы, изменяющийся (высвобождающийся) в процессе химической реакции , теплообмена и выполнения работы . Составляющие внутренней энергии: (а) кинетическая энергия теплового вероятностного движения частиц (атомов, молекул, ионов и др.), составляющих вещество (тело, систему); (б) потенциальная энергия частиц, обусловленная их межмолекулярным взаимодействием ; (в) энергия электронов в электронных оболочках, атомов и ионов; (г) внутриядерная энергия. Внутренняя энергия не связана с процессом изменения состояния системы. При любых изменениях системы внутренняя энергия системы вместе с ее окружением остается постоянной. То есть внутренняя энергия не утрачивается и не приобретается. Вместе с тем, энергия может переходить от одной части системы к другой или превращаться из одной формы в другую. Это одна из формулировок закона сохранения энергии - первый закон термодинамики. Часть внутренней энергии, может превращаться в работу. Эту часть внутренней энергии называют свободной энергией - G . (В химических соединениях ее называют химическим потенциалом ). Остальную часть внутренней энергии, которая не может превращаться в работу, называют связанной энергией - W b .

Энтропия

Энтропи́я (от греч. ἐντροπία - поворот, превращение) в естественных науках - мера беспорядка системы , состоящей из многих элементов . В частности, в статистической физике - мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации - мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит и количество информации ; в исторической науке , для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).

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.

Знаменитый английский химик Роберт Бойль при выполнении различных опытов с металлами заметил, что при сильном нагревании металлов на воздухе их масса увеличивается. В итоге ученый предположил, что в результате химической реакции, протекающей при нагревании, масса веществ должна меняться. Роберт Бойль считал, что при нагревании металлы реагируют с некоей «огненной материей», содержащейся в пламени. «Огненную материю» называли флогистоном.

Русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов, изменил постановку эксперимента, и нагревал металлы не на открытом воздухе, а в герметично запаянных стеклянных ретортах. При постановке эксперимента таким способом, масса реторты с металлом до и после нагревания оставалась прежней.

При вскрытии такой реторты оказалось, что металл частично превратился в другое вещество, которое покрывало поверхность металла. Следовательно, металл прореагировал с воздухом, который находился в реторте. М.В. Ломоносов сделал очень важный вывод. Если общая масса реторты до и после прокаливания не изменялась, значит, масса содержащегося в сосуде воздуха уменьшилась на столько же, на сколько увеличилась масса металла (за счет образования нового вещества на его поверхности).

Масса воздуха в реторте действительно уменьшалась, так как при ее вскрытии воздух «врывался» в реторту со свистом.

Таким образом, был сформулирован закон сохранения массы:

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе веществ, полученных в результате реакции

Открытие закона сохранения массы нанесло серьезный удар ошибочной теории флогистона, что способствовало дальнейшему бурному развитию химии. Из закона сохранения массы следует, что вещества не могут возникать из ничего, и превращаться в ничто. Вещества только превращаются друг в друга.

Например, при горении свечи ее масса уменьшается. Можно предположить, что вещество, из которого изготовлена свеча, исчезает бесследно. На самом деле это не так. В данном случае не учтены все вещества, которые участвуют в химической реакции горения свечи.

Свеча горит из-за того, что в воздухе присутствует кислород. Следовательно, вещество, из которого изготовлена свеча – парафин, реагирует с кислородом. При этом образуется углекислый газ и пары воды – это продукты реакции. Если измерить массы продуктов реакции, углекислого газа и паров воды, то их масса будет равна массе парафина и кислорода, которые прореагировали. В данном случае продукты реакции просто нельзя увидеть.

В лаборатории доказать закон сохранения массы можно следующим образом. Необходимо поместить в колбу какое-либо вещество, способное реагировать с кислородом. Колбу герметично закрыть пробкой и взвесить. Далее следует нагреть колбу. При нагревании вещество прореагирует с кислородом, содержащимся в воздухе. Когда колба остынет, снова ее взвесить. Масса колбы останется прежней.

Закон сохранения массы открыт М.В. Ломоносовым в 1748 году. В 1773 году, такие же результаты опытов, независимо от Ломоносова, получил французский химик Антуан Лоран Лавуазье.

Расчеты при помощи закона сохранения массы

Пользуясь законом сохранения массы, можно вычислить массу или одного из вступивших в реакцию веществ, или одного из полученных веществ, если известны массы всех остальных веществ.

При сгорании железа в кислороде, образуется так называемая железная окалина. Какова масса железной окалины, если в реакцию вступило 5,6 г железа и 3,2 г кислорода?

Из закона сохранения массы следует, что суммарная масса железа и кислорода (реагентов) равна массе железной окалины (продукта). Следовательно, масса железной окалины равна 5,6 г + 3,2 г = 8,8 г.

Рассмотрим другой пример. При пропускании электрического тока через воду, вода разлагается на простые вещества – водород и кислород. Какова масса кислорода, если из 12 г воды получено 1,3 г водорода?

Для наглядности составим схему протекающего процесса, массу кислорода обозначим как X грамм:

• Закон сохранения массы вещества открыт русским ученым М.В. Ломоносовым
• Формулировка закона сохранения массы : масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе веществ полученных в результате реакции
  

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.