Kush zbuloi ligjin e ruajtjes së masës së substancave. Ligji i ruajtjes së masës në kimi

LIGJET STOKIOMETRIKE TË KIMISË

Gjithçka përcaktohet nga masa, numri dhe pesha.

G. Cavendish

Ligji i ruajtjes së masës së substancave

Ligji i ruajtjes së masës u formulua për herë të parë nga M.V Lomonosov në 1748. Ai e konfirmoi atë në mënyrë eksperimentale duke përdorur shembullin e djegies së metaleve në enë të mbyllura në 1756. Lomonosov studioi shfaqjen e reaksioneve kimike duke peshuar substancat dhe produktet fillestare në Akademinë e Shkencave. krijuar në 1748 laborator kimik në Shën Petersburg.

M.V. Lomonosov, në një letër drejtuar L. Euler të datës 5 korrik 1748, e formuloi këtë ligj si më poshtë: "Të gjitha ndryshimet që ndodhin në natyrë ndodhin në atë mënyrë që nëse diçka i shtohet diçkaje, ajo hiqet nga diçka tjetër. Kështu, sa materie i shtohet një trupi, e njëjta sasi humbet nga një tjetër, sa orë shpenzoj duke fjetur, të njëjtën sasi heq nga të qenit zgjuar etj. Meqenëse kjo ligji universal natyra, pastaj ajo shtrihet në rregullat e lëvizjes: një trup që me shtytjen e tij e ngacmon tjetrin për të lëvizur, humbet nga lëvizja e tij aq sa i jep tjetrit, të lëvizur prej tij.

Pak më vonë (1789), ligji i ruajtjes së masës u vendos në mënyrë të pavarur nga Lomonosov nga A.L. Lavoisier, i cili tregoi se në reaksionet kimike jo vetëm masë totale substancat, por edhe masa e secilit prej elementeve që përbëjnë substancat ndërvepruese: “Asgjë nuk krijohet në proceset artificiale, as në ato natyrore, dhe mund të parashtrohet qëndrimi se në çdo operacion ka të njëjtën sasi të materies para dhe pas, se cilësia dhe sasia e parimeve mbetën të njëjta, ndodhën vetëm zhvendosje dhe rigrupime. I gjithë arti i të bërit eksperimente në kimi bazohet në këtë propozim.” (" Kursi fillestar kimia", 1789).

Formulimi modern i ligjit:

Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të formuara si rezultat i reaksionit.

Në vazhdim reaksion kimik bërthamat e atomeve mbeten të pandryshuara. Megjithatë, një atom nuk është vetëm bërthama, por edhe elektronet që e rrethojnë atë. Në vazhdim ndërveprimi kimik po bëhet ristrukturimi strukturë elektronike(në çdo rast, shtresat e jashtme të elektroneve), kështu që atomi ndryshon dhe nuk është aspak e qartë se masa e tij mbetet konstante. Por numri i elektroneve, si bërthamat, është i ruajtur.

Ligji i ruajtjes së masës, si ligjet e tjera të ruajtjes, respektohet rreptësisht, por kërkon një shpjegim. Në vitin 1905, A. Ajnshtajni tregoi se ekziston një marrëdhënie midis masës së një trupi (m) dhe energjisë së tij (E), e shprehur me relacionin:

ku c është shpejtësia e dritës në vakum. Ky ekuacion i Ajnshtajnit është i vlefshëm si për trupat makroskopikë ashtu edhe për grimcat e mikrobotës (për shembull, elektronet, protonet). Gjatë reaksioneve kimike, energjia çlirohet ose absorbohet gjithmonë, kështu që ndryshon edhe masa e substancave që marrin pjesë në reaksion.

Detyrë për punë të pavarur. Përcaktoni vlerën e masës që korrespondon me sasinë e nxehtësisë së lëshuar gjatë reaksionit

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

A është e mundur të vërehet një ndryshim i tillë në masë në proceset kimike?

Për cilat procese bëhet i dukshëm ndryshimi i masës si rezultat i çlirimit ose përthithjes së energjisë?

Si duhet të riformulohet ligji i ruajtjes së masës në mënyrë që të jetë i vërtetë për çdo proces?

Shembulli 2.1. Nga kalcinimi i 100 g karbonat kalciumi, u përftuan 56 g oksid kalciumi dhe 22,4 l monoksid karboni (IV) (n.s.). A bie ndesh kjo me ligjin e ruajtjes së masës së substancave?

Zgjidhje. Sipas ligjit të Avogadros, kur kushte normale 22.4 litra gaz korrespondon me 1 mol të kësaj substance. Rrjedhimisht, 1 mol CO 2 u formua gjatë reaksionit. Masa 1 mol dioksid karboni:

m(CO2) = ν(CO2) M(CO2); M(CO 2) = 44 g/mol; m(CO 2) = 1 44 = 44 (g).

Shuma e masave të produkteve të reaksionit do të jetë:

56 + 44 = 100 (g),

e cila është e barabartë me masën e karbonatit origjinal të kalciumit. Prandaj, ligji i ruajtjes së masës është i kënaqur.

Ligji i ruajtjes së masës.

Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të formuara si rezultat i reaksionit.

Ligji i ruajtjes së masës është një rast i veçantë e drejta e zakonshme natyra - ligji i ruajtjes së materies dhe energjisë. Bazuar në këtë ligj, reaksionet kimike mund të paraqiten duke përdorur ekuacione kimike, duke përdorur formulat kimike të substancave dhe koeficientët stoikiometrikë që pasqyrojnë sasitë relative (numrin e moleve) të substancave të përfshira në reaksion.

Për shembull, shkruhet reaksioni i djegies së metanit si më poshtë:

Ligji i ruajtjes së masës së substancave

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

Masa e të gjitha substancave të përfshira në një reaksion kimik është e barabartë me masën e të gjitha produkteve të reaksionit.

Teoria atomike-molekulare e shpjegon këtë ligj si më poshtë: si rezultat i reaksioneve kimike, atomet nuk zhduken ose shfaqen, por ndodh rirregullimi i tyre (d.m.th., një transformim kimik është procesi i prishjes së disa lidhjeve midis atomeve dhe formimit të të tjerëve, duke rezultuar në përftohen substanca, molekula të produkteve të reaksionit). Meqenëse numri i atomeve para dhe pas reagimit mbetet i pandryshuar, masa e tyre totale gjithashtu nuk duhet të ndryshojë. Masa kuptohej si një sasi që karakterizon sasinë e materies.

Në fillim të shekullit të 20-të, formulimi i ligjit të ruajtjes së masës u rishikua në lidhje me ardhjen e teorisë së relativitetit (A. Einstein, 1905), sipas së cilës masa e një trupi varet nga shpejtësia e tij dhe , pra, karakterizon jo vetëm sasinë e materies, por edhe lëvizjen e saj. Energjia E e marrë nga një trup lidhet me rritjen e masës së tij m nga relacioni E = m c 2, ku c është shpejtësia e dritës. Ky raport nuk përdoret në reaksionet kimike, sepse 1 kJ energji korrespondon me një ndryshim në masë me ~10 -11 g dhe m praktikisht nuk mund të matet. NË reaksionet bërthamore, ku E është ~10 6 herë më e madhe se në reaksionet kimike, duhet të merret parasysh m.

Bazuar në ligjin e ruajtjes së masës, është e mundur të hartohen ekuacione të reaksioneve kimike dhe të bëhen llogaritjet duke i përdorur ato. Është baza e analizës kimike sasiore.

Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes

Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes ( J.L. Proust, 1801 -1808.) - çdo përbërje specifike kimikisht e pastër, pavarësisht nga mënyra e përgatitjes së tij, përbëhet nga e njëjta elementet kimike, dhe raportet e masave të tyre janë konstante, dhe numra relativ e tyre atomet shprehen si numra të plotë. Ky është një nga ligjet bazë kimisë.

Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes nuk është i kënaqur për Berthollides(komponime me përbërje të ndryshueshme). Sidoqoftë, për hir të thjeshtësisë, përbërja e shumë Berthollides është shkruar si konstante. Për shembull, përbërja oksid hekuri (II). shkruhet si FeO (në vend të formulës më precize Fe 1-x O).

Ligji i shumëfishave

Ligji i raporteve të shumëfishta është një nga stoikiometrike ligjet kimisë: nëse dy substancave (thjeshtë ose komplekse) formojnë më shumë se një përbërje me njëra-tjetrën, atëherë masat e një lënde për të njëjtën masë të një substance tjetër lidhen si numra të plotë, zakonisht i vogël.

Shembuj

1) Përbërja e oksideve të azotit (në përqindje ndaj peshës) shprehet me numrat e mëposhtëm:

Pjestimi i numrave fundi me 0.57, shohim se ato janë në raportin 1:2:3:4:5.

2) Klorur kalciumi formon 4 me ujë hidrat kristalor, përbërja e së cilës shprehet me formulat: CaCl 2 · H 2 O, CaCl 2 · 2H 2 O, CaCl 2 · 4H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, pra në të gjitha këto përbërje masa e ujit për një. molekulat e CaCl 2 janë të lidhura si 1:2:4:6.

Ligji i marrëdhënieve vëllimore

(Gay-Lussac, 1808)

"Vëllimet e gazeve që hyjnë në reaksione kimike dhe vëllimet e gazeve të formuara si rezultat i reaksionit lidhen me njëri-tjetrin si numra të plotë të vegjël."

Pasoja. Koeficientët stekiometrikë në ekuacionet e reaksioneve kimike për molekulat e substancave të gazta tregojnë në çfarë raportesh vëllimore reagojnë ose fitohen substancat e gazta.

2CO + O 2  2CO 2

Kur dy vëllime të oksidit të karbonit (II) oksidohen nga një vëllim oksigjeni, formohen 2 vëllime dioksid karboni, d.m.th. vëllimi i përzierjes fillestare të reaksionit zvogëlohet për 1 vëllim.

b) Kur sintetizohet amoniaku nga elementet:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Një vëllim azoti reagon me tre vëllime hidrogjeni; Në këtë rast, formohen 2 vëllime amoniaku - vëllimi i masës fillestare të reaksionit të gaztë do të ulet me 2 herë.

Ekuacioni Clayperon-Mendeleev

Nëse shkruajmë ligjin e kombinuar të gazit për çdo masë të çdo gazi, marrim ekuacionin Clayperon-Mendeleev:

ku m është masa e gazit; M - pesha molekulare; p - presioni; V - vëllimi; T - temperatura absolute (°K); R është konstanta universale e gazit (8,314 J/(mol K) ose 0,082 l atm/(mol K)).

Për një masë të caktuar të një gazi të caktuar, raporti m/M është konstant, kështu që ligji i unifikuar i gazit merret nga ekuacioni Clayperon-Mendeleev.

Çfarë vëllimi do të zërë monoksidi i karbonit (II) me peshë 84 g në një temperaturë prej 17°C dhe një presion prej 250 kPa?

Numri i moleve të CO është:

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

Vëllimi i CO në N.S. arrin në

3 22,4 l = 67,2 l

Nga ligji i kombinuar i gazit Boyle-Mariotte dhe Gay-Lussac:

(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

Dendësia relative e gazeve tregon se sa herë 1 mol i një gazi është më i rëndë (ose më i lehtë) se 1 mol i një gazi tjetër.

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

Pesha mesatare molekulare e një përzierjeje gazesh është e barabartë me masën totale të përzierjes pjesëtuar me numrin total të moleve:

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

LIGJI I RUAJTJES SË ENERGJISË : në izolim Në një sistem, energjia e sistemit mbetet konstante vetëm kalimet nga një lloj energjie në tjetrën. Në termodinamikën e ruajtjes së energjisë, ligji korrespondon me ligjin e parë të termodinamikës, i cili shprehet me ekuacionin Q = DU + W, ku Q është sasia e nxehtësisë që i jepet sistemit, DU është ndryshimi i brendshëm. energjia e sistemit, W është puna e bërë nga sistemi. Një rast i veçantë i ruajtjes së energjisë është ligji i Hesit.

Koncepti i energjisë u rishikua në lidhje me ardhjen e teorisë së relativitetit (A. Einstein, 1905): energjia totale E është proporcionale me masën m dhe lidhet me të nga relacioni E = mc2, ku c është shpejtësia e dritës. Prandaj, masa mund të shprehet në njësi të energjisë dhe mund të formulohet një ligj më i përgjithshëm i ruajtjes së masës dhe energjisë: në iso-lira. Sistemi, shuma e masës dhe energjisë është konstante dhe janë të mundshme vetëm shndërrimet në raporte rreptësisht ekuivalente të disa formave të energjisë në të tjera dhe ndryshime të lidhura ekuivalente në masë dhe energji.

Ligji i ekuivalentëve

substancat ndërveprojnë me njëra-tjetrën në sasi proporcionale me ekuivalentët e tyre. Kur zgjidhni disa probleme, është më i përshtatshëm të përdorni një formulim tjetër të këtij ligji: masat (vëllimet) e substancave që reagojnë me njëra-tjetrën janë në përpjesëtim me masat (vëllimet) e tyre ekuivalente.

ekuivalentët: elementët kimikë kombinohen me njëri-tjetrin në sasi të përcaktuara rreptësisht që korrespondojnë me ekuivalentët e tyre. Shprehja matematikore e ligjit të ekuivalentëve ka pamje tjetër: ku m1 dhe m2 janë masat e substancave që reagojnë ose rezultojnë, m eq(1) dhe m eq(2) janë masat ekuivalente të këtyre substancave.

Për shembull: një sasi e caktuar metali, masa ekuivalente e të cilit është 28 g/mol, zhvendos 0,7 litra hidrogjen të matur në kushte normale nga një acid. Përcaktoni masën e metalit. Zgjidhje: Duke ditur që vëllimi ekuivalent i hidrogjenit është 11,2 L/mol, proporcioni është: 28 g metal është i barabartë me 11,2 L hidrogjen x g metal është i barabartë me 0,7 L hidrogjen. Atëherë x=0,7*28/11,2= 1,75 g.

Për të përcaktuar masën ekuivalente ose ekuivalente, nuk është e nevojshme të fillohet nga kombinimi i saj me hidrogjenin. Ato mund të përcaktohen nga përbërja e përbërjes së një elementi të caktuar me ndonjë tjetër, ekuivalenti i të cilit dihet.

Për shembull: kur bashkohen 5,6 g hekur dhe squfur, formohen 8,8 g sulfur hekuri. Është e nevojshme të gjendet masa ekuivalente e hekurit dhe ekuivalenti i tij nëse dihet se masa ekuivalente e squfurit është 16 g/mol. Zgjidhja: nga kushtet e problemës del se në sulfurin e hekurit ka 8,8-5,6 = 3,2 g squfur për 5,6 g hekur. Sipas ligjit të ekuivalentëve, masat e substancave ndërvepruese janë proporcionale me masat e tyre ekuivalente, domethënë, 5,6 g hekur është e barabartë me 3,2 g squfur meq (Fe) është e barabartë me 16 g/mol squfur. Nga kjo rrjedh se m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 g/mol. Ekuivalenti i hekurit është: 3=meq(Fe)/M(Fe)=28 g/mol:56 g/mol=1/2. Prandaj, ekuivalenti i hekurit është 1/2 mol, domethënë 1 mol hekur përmban 2 ekuivalente.

Ligji i Avogadros

Pasojat e ligjit

Përfundimi i parë i ligjit të Avogadro: një mol të ndonjë gazi në të njëjtat kushte zë të njëjtin vëllim.

Në veçanti, në kushte normale, d.m.th. në 0 °C (273 K) dhe 101.3 kPa, vëllimi i 1 mol gazi është 22.4 litra. Ky vëllim quhet vëllimi molar i gazit V m. Kjo vlerë mund të rillogaritet në temperatura dhe presione të tjera duke përdorur ekuacionin Mendeleev-Clapeyron:

.

Përfundimi i dytë i ligjit të Avogadro: masa molare e gazit të parë është e barabartë me produktin e masës molare të gazit të dytë dhe dendësinë relative të gazit të parë në raport me të dytin.

Ky pozicion ishte i një rëndësie të madhe për zhvillimin e kimisë, pasi bën të mundur përcaktimin e peshës së pjesshme të trupave të aftë për të kaluar në një gjendje të gaztë ose avullore. Nëse përmes m shënojmë peshën e pjesshme të trupit dhe me d- graviteti i tij specifik në gjendjen e avullit, pastaj raporti m / d duhet të jetë konstante për të gjithë trupat. Përvoja ka treguar se për të gjithë trupat e studiuar që kalojnë në avull pa zbërthim, kjo konstante është e barabartë me 28.9, nëse, gjatë përcaktimit të peshës së pjesshme, ne vijmë nga graviteti specifik i ajrit, marrë si njësi, por kjo konstante do të jetë e barabartë. në 2, nëse marrim peshën specifike të hidrogjenit si njësi. Përcaktimi i kësaj konstante, ose, çfarë është e njëjtë, vëllimi i pjesshëm i përbashkët për të gjithë avujt dhe gazrat si ME, nga formula që kemi nga ana tjetër m = dC. Meqenëse graviteti specifik i avullit përcaktohet lehtësisht, atëherë, duke zëvendësuar vlerën d Në formulë nxirret edhe pesha e pjesshme e panjohur e trupit të dhënë.

Termokimia

Efekti termik i një reaksioni kimik

Materiali nga Wikipedia - enciklopedia e lirë

Efekti termik i një reaksioni ose ndryshimi kimik entalpi sistemet për shkak të shfaqjes së një reaksioni kimik - sasia e nxehtësisë që i atribuohet një ndryshimi në një variabël kimik të marrë nga një sistem në të cilin ndodhi një reaksion kimik dhe produktet e reaksionit morën temperaturën e reaktantëve.

Që efekti termik të jetë një sasi që varet vetëm nga natyra e reaksionit kimik në vazhdim, duhet të plotësohen kushtet e mëposhtme:

Reagimi duhet të vazhdojë ose me vëllim konstant P v (procesi izokorik), ose në presion konstant P p( procesi izobarik).

Asnjë punë nuk kryhet në sistem, përveç punës së zgjerimit të mundshëm në P = const.

Nëse reaksioni kryhet në kushte standarde në T = 298,15 K = 25 ˚C dhe P = 1 atm = 101325 Pa, efekti termik quhet efekt termik standard i reaksionit ose entalpi standarde e reaksionit Δ. H rO. Në termokimi, nxehtësia standarde e reaksionit llogaritet duke përdorur entalpitë standarde të formimit.

Entalpia standarde e formimit (nxehtësia standarde e formimit)

Nxehtësia standarde e formimit kuptohet si efekti termik i reaksionit të formimit të një moli të një substance nga substanca të thjeshta, përbërësit e saj, të cilët janë të qëndrueshëm. shtetet standarde.

Për shembull, entalpia standarde e formimit është 1 mol metani nga karbonit Dhe hidrogjeni e barabartë me efektin termik të reaksionit:

C(tv) + 2H 2 (g) = CH 4 (g) + 76 kJ/mol.

Entalpia standarde e formimit shënohet me Δ H fO. Këtu indeksi f do të thotë formim, dhe rrethi i kryqëzuar, që të kujton një disk Plimsol - çfarë i referohet sasisë gjendje standarde substancave. Një tjetër emërtim për entalpinë standarde gjendet shpesh në literaturë - ΔH 298,15 0 , ku 0 tregon presion të barabartë në një atmosferë (ose, disi më saktë, në kushte standarde ), dhe 298.15 është temperatura. Ndonjëherë indeksi 0 përdoret për sasitë që lidhen me substancë e pastër, duke përcaktuar se është e mundur të përcaktohen sasi standarde termodinamike me të vetëm kur një substancë e pastër zgjidhet si gjendje standarde . Standardi gjithashtu mund të merret, për shembull, të jetë gjendja e një substance në jashtëzakonisht i holluar zgjidhje. "Plimsoll disk" në këtë rast nënkupton gjendjen aktuale standarde të materies, pavarësisht nga zgjedhja e tij.

Entalpia e formimit të substancave të thjeshta merret e barabartë me zero, dhe vlera zero e entalpisë së formimit i referohet gjendjes së grumbullimit, e qëndrueshme në T = 298 K. Për shembull, për jodit në gjendje kristalore Δ H I2(tv) 0 = 0 kJ/mol, dhe për lëng jodit Δ H I2(l) 0 = 22 kJ/mol. Entalpitë e formimit të substancave të thjeshta në kushte standarde janë karakteristikat e tyre kryesore energjetike.

Efekti termik i çdo reaksioni gjendet si diferencë midis shumës së nxehtësisë së formimit të të gjithë produkteve dhe shumës së nxehtësisë së formimit të të gjithë reaktantëve në këtë reaksion (pasojë Ligji i Hesit):

Δ H reaksioni O = ΣΔ H f O (produkte) - ΣΔ H f O (reagentë)

Efektet termokimike mund të përfshihen në reaksionet kimike. Ekuacionet kimike të cilat tregojnë sasinë e nxehtësisë së çliruar ose të absorbuar quhen ekuacione termokimike. Reaksionet e shoqëruara me lëshimin e nxehtësisë në mjedis kanë efekt termik negativ dhe quhen ekzotermike. Reaksionet e shoqëruara me thithjen e nxehtësisë kanë efekt termik pozitiv dhe quhen endotermike. Efekti termik zakonisht i referohet një mol materiali fillestar të reaguar, koeficienti stoichiometrik i të cilit është maksimal.

Varësia nga temperatura efekt termik(entalpia) e reaksionit

Për të llogaritur varësinë nga temperatura e entalpisë së reaksionit, është e nevojshme të dihet molari kapaciteti i nxehtësisë substancat e përfshira në reaksion. Ndryshimi në entalpinë e reaksionit me rritjen e temperaturës nga T 1 në T 2 llogaritet sipas ligjit të Kirchhoff (supozohet se në një interval të caktuar të temperaturës kapacitetet molare të nxehtësisë nuk varen nga temperatura dhe nuk ka transformimet fazore):

Nëse transformimet fazore ndodhin në një interval të caktuar të temperaturës, atëherë në llogaritjen është e nevojshme të merren parasysh nxehtësitë e transformimeve përkatëse, si dhe ndryshimi në varësinë nga temperatura e kapacitetit të nxehtësisë së substancave që kanë pësuar transformime të tilla:

ku ΔC p (T 1 ,T f) është ndryshimi i kapacitetit të nxehtësisë në intervalin e temperaturës nga T 1 në temperaturën e tranzicionit fazor; ΔC p (T f,T 2) është ndryshimi i kapacitetit të nxehtësisë në intervalin e temperaturës nga temperatura e tranzicionit fazor në temperaturën përfundimtare, dhe T f është temperatura e tranzicionit fazor.

Entalpi standarde e djegies

Entalpia standarde e djegies - Δ H hor o, efekti termik i reaksionit të djegies së një moli të një lënde në oksigjen në formimin e oksideve në shkallën më të lartë oksidimi. Nxehtësia e djegies së substancave jo të djegshme supozohet të jetë zero.

Entalpia standarde e tretësirës

Entalpia standarde e tretësirës - Δ H tretësirë, efekti termik i procesit të tretjes së 1 mol të një lënde në një sasi pafundësisht të madhe tretësi. Përbëhet nga nxehtësia e shkatërrimit rrjetë kristali dhe ngrohtësi hidratimi(ose nxehtësi zgjidhje për tretësirat jo ujore), të liruara si rezultat i bashkëveprimit të molekulave të tretësit me molekulat ose jonet e lëndës së tretur me formimin e komponimeve me përbërje të ndryshueshme - hidratet (solvatet). Shkatërrimi i rrjetës kristalore është zakonisht një proces endotermik - Δ H resh > 0, dhe hidratimi i joneve është ekzotermik, Δ H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH resh dhe Δ H entalpia hidrike e tretjes mund të ketë vlera pozitive dhe negative. Pra shpërbërja e kristalit hidroksid kaliumi shoqëruar me çlirimin e nxehtësisë:

Δ H shpërndajKOH o = Δ H vendos + Δ H hydrK +o + Δ H hidroOH −о = −59 KJ/mol

Nën entalpinë e hidratimit - Δ H hydr, i referohet nxehtësisë që lirohet kur 1 mol jone kalon nga vakuumi në tretësirë.

Entalpia standarde e neutralizimit

Entalpia standarde e neutralizimit - Δ H Neutro entalpia e reaksionit të acideve dhe bazave të forta për të formuar 1 mol ujë në kushte standarde:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

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

Entalpia standarde e neutralizimit për tretësirat e koncentruara elektrolite të forta varet nga përqendrimi i joneve, për shkak të ndryshimit të vlerës ΔH të hidratimit ° të joneve me hollimin.

Entalpia

Entalpiaështë një veti e një substance që tregon sasinë e energjisë që mund të shndërrohet në nxehtësi.

Entalpia- Kjo veti termodinamike një substancë që tregon nivelin e energjisë së ruajtur në strukturën e saj molekulare. Kjo do të thotë se megjithëse një substancë mund të ketë energji bazuar në temperaturën dhe presionin, jo e gjithë ajo mund të shndërrohet në nxehtësi. Një pjesë e energjisë së brendshme gjithmonë mbetet në substancë dhe ruan strukturën e saj molekulare. Pjesë energjia kinetike një substancë është e paarritshme kur temperatura e saj i afrohet temperaturës së ambientit. Prandaj, entalpia është sasia e energjisë që është në dispozicion për t'u shndërruar në nxehtësi në një temperaturë dhe presion të caktuar. Njësitë e entalpisë- Njësi termike britanike ose xhaul për energjinë dhe Btu/lbm ose J/kg për energji specifike.

Sasia e entalpisë

Sasia entalpi e një lënde bazohet në temperaturën e saj të dhënë. Kjo temperaturë- kjo është vlera që zgjidhet nga shkencëtarët dhe inxhinierët si bazë për llogaritjet. Është temperatura në të cilën entalpia e një lënde është zero J. Me fjalë të tjera, substanca nuk ka energji të disponueshme që mund të shndërrohet në nxehtësi. Kjo temperaturë është substanca të ndryshme të ndryshme. Për shembull, temperaturën e dhënë uji është pika e trefishtë (0 °C), azoti është -150 °C dhe ftohësit me bazë metani dhe etani janë -40 °C.

Nëse temperatura e një lënde është më e lartë se temperatura e saj e dhënë ose ndryshon gjendjen në gjendje të gaztë në një temperaturë të caktuar, entalpia shprehet si një numër pozitiv. Në të kundërt, në një temperaturë nën këtë, entalpia e një substance shprehet si një numër negativ. Entalpia përdoret në llogaritjet për të përcaktuar ndryshimin në nivelet e energjisë midis dy gjendjeve. Kjo është e nevojshme për të konfiguruar pajisjen dhe për të përcaktuar koeficienti veprim i dobishëm i procesit.

Entalpia shpesh përkufizohet si energjia totale e materies, pasi është e barabartë me shumën e energjisë së saj të brendshme (u) në këtë shtet së bashku me aftësinë e tij për të kryer punën (pv). Por në realitet entalpia nuk tregon plot energji substanca në një temperaturë të caktuar mbi zero absolute (-273°C). Prandaj, në vend që të përkufizohet entalpia si nxehtësia totale e një substance, ajo përcaktohet më saktë si sasia totale e energjisë në dispozicion të një substance që mund të shndërrohet në nxehtësi. H = U + pV

Energjia e brendshme

Energjia e brendshme e një trupi (e shënuar si E ose U) është shuma e energjive të ndërveprimeve molekulare dhe lëvizjeve termike të molekulës. Energjia e brendshme është një funksion unik i gjendjes së sistemit. Kjo do të thotë se sa herë që sistemi e gjen veten në një gjendje të caktuar, ai energjia e brendshme merr kuptimin e natyrshëm në këtë gjendje, pavarësisht nga historia e sistemit. Rrjedhimisht, ndryshimi i energjisë së brendshme gjatë kalimit nga një gjendje në tjetrën do të jetë gjithmonë e barabartë me diferencën midis vlerave të saj në gjendjen përfundimtare dhe fillestare, pavarësisht nga rruga përgjatë së cilës u zhvillua tranzicioni.

Energjia e brendshme e një trupi nuk mund të matet drejtpërdrejt. Ju mund të përcaktoni vetëm ndryshimin në energjinë e brendshme:

E sjellë në trup ngrohjes, matur në xhaule

- Punë kryhet nga një trup kundër forcave të jashtme, të matura në joule

Kjo formulë është një shprehje matematikore ligji i parë i termodinamikës

Për proceset kuazi-statike qëndron lidhja e mëposhtme:

-temperatura, matur në kelvinët

-entropia, e matur në xhaul/kelvin

-presioni, matur në paskale

-potencial kimik

Numri i grimcave në sistem

Gazrat ideale

Sipas ligjit të Xhulit, i nxjerrë në mënyrë empirike, energjia e brendshme gaz ideal nuk varet nga presioni apo vëllimi. Bazuar në këtë fakt, ne mund të marrim një shprehje për ndryshimin e energjisë së brendshme të një gazi ideal. Sipas përkufizimit kapaciteti molar i nxehtësisë me volum konstant, . Meqenëse energjia e brendshme e një gazi ideal është funksion vetëm i temperaturës, atëherë

.

E njëjta formulë është gjithashtu e vërtetë për llogaritjen e ndryshimit të energjisë së brendshme të çdo trupi, por vetëm në proceset me vëllim konstant ( proceset izohorike); V rast i përgjithshëm C V (T,V) është një funksion i temperaturës dhe vëllimit.

Nëse neglizhojmë ndryshimin e kapacitetit të nxehtësisë molare me një ndryshim në temperaturë, marrim:

Δ U = ν C V Δ T,

ku ν është sasia e substancës, Δ T- ndryshimi i temperaturës.

ENERGJIA E BRENDSHME E SUBSTANCËS, TRUPIT, SISTEMIT

(greqisht: ένέργια - aktivitet, energji). Energjia e brendshme është Pjesë (energjia totale e trupit sistemeve): tel = tel E + tel k + U fq tel E - , Ku energjia kinetike makroskopike lëvizjes tel k - sistemet, energji potenciale , shkaktuar nga prania e forcave të jashtme fusha U(gravitacionale, elektrike, etj.), substancave- energjia e brendshme. Energjia e brendshme , trupa, sisteme trupash - funksionin shteti , i përcaktuar si rezerva totale e energjisë e gjendjes së brendshme të një substance, trupi, sistemi, që ndryshon (lirohet) në procesi kimike reagimet, transferimi i nxehtësisë dhe performanca puna. Përbërësit e energjisë së brendshme: (a) energjia kinetike e termike probabilistike lëvizja e grimcave (atomeve, molekulave, jonet etj.) që përbëjnë substancën (trupin, sistemin);(b) energjia potenciale e grimcave për shkak të tyre ndërmolekulare ndërveprim; (c) energjia e elektroneve në predha elektronike, atomet dhe jonet;(d) energjia intranukleare. Energjia e brendshme nuk shoqërohet me procesin e ndryshimit të gjendjes së sistemit. Me çdo ndryshim në sistem, energjia e brendshme e sistemit, së bashku me mjedisin e tij, mbetet konstante. Domethënë, energjia e brendshme as humbet dhe as nuk fitohet. Në të njëjtën kohë, energjia mund të lëvizë nga një pjesë e sistemit në tjetrën ose të shndërrohet nga njëra forma tek një tjetër. Ky është një nga formulimet ligji ruajtja e energjisë - ligji i parë i termodinamikës. Një pjesë e energjisë së brendshme mund të shndërrohet në punë. Kjo pjesë e energjisë së brendshme quhet energji e lirë - .

G

. (NE komponimet kimike quhet kimik potencial). Pjesa tjetër e energjisë së brendshme, e cila nuk mund të shndërrohet në punë, quhet energji e lidhur - energjia totale e trupit W b Entropia Entropia (nga - greke ἐντροπία - kthesë, shndërrim) në shkencat natyrore - masa e çrregullimit, i përbërë nga shumë elementet. Në veçanti, në fizika statistikore masë probabilitetet zbatimin e çdo gjendje makroskopike; V historia alternative (invarianca dhe ndryshueshmëria proces historik).

Nga këtë mësim do të mësoni se cili është thelbi i një reaksioni kimik nga këndvështrimi i teorisë atomike-molekulare. Mësimi i kushtohet studimit të një prej ligjeve më të rëndësishme të kimisë - ligjit të ruajtjes së masës së substancave.

Tema: Ide kimike fillestare

Mësimi: Thelbi i një reaksioni kimik. Ligji i ruajtjes së masës së substancave

Çështja e thelbit të transformimit kimik për një kohë të gjatë mbeti një mister për natyralistët. Vetëm me zhvillimin e teorisë atomike-molekulare u bë e mundur të imagjinohet se si ndodhin reaksionet kimike në nivelin e atomeve dhe molekulave.

Në përputhje me teoria atomiko-molekulare, substancat përbëhen nga molekula, dhe molekulat përbëhen nga atome. Gjatë një reaksioni kimik, atomet që përbëjnë substancat fillestare nuk zhduken dhe atomet e reja nuk shfaqen.

Pastaj, mund të supozojmë se si rezultat i një reaksioni kimik, produktet e reaksionit formohen nga atomet që më parë ishin pjesë e substancave origjinale. Këtu është një model i një reaksioni kimik:

Oriz. 1. Modeli i një reaksioni kimik nga këndvështrimi AMT

Duke analizuar këtë model, ne mund të parashtrojmë një hipotezë (supozim i bazuar shkencërisht):

Masa totale e produkteve të reaksionit duhet të jetë e barabartë me masën totale të substancave fillestare.

Edhe Leonardo da Vinci tha: "Njohuria që nuk është verifikuar nga përvoja, nëna e çdo besueshmërie, është e pafrytshme dhe plot gabime". Kjo do të thotë se një hipotezë nuk do të bëhet kurrë ligj nëse nuk konfirmohet eksperimentalisht.

Metoda eksperimentale në kimi filloi të përdoret gjerësisht pas kërkimeve të R. Boyle në shekullin e 17-të. Natyralisti anglez kalcinoi metalet në enë të pambyllura - përgjigjet dhe zbuloi se pas kalcinimit masa e metalit u bë më e madhe.

Bazuar në këto eksperimente, ai nuk mori parasysh rolin e ajrit dhe nxori përfundimin e gabuar se masa e substancave ndryshon gjatë reaksioneve kimike.

M.V. Lomonosov, ndryshe nga R. Boyle, metalet e kalcinuara jo në jashtë, dhe në replika të mbyllura dhe i peshoi ato para dhe pas kalcinimit. Ai vërtetoi se masa e substancave para dhe pas reaksionit mbetet e pandryshuar dhe se gjatë kalcinimit metalit i shtohet ajri (oksigjeni ende nuk ishte zbuluar në atë kohë). Por Lomonosov nuk i publikoi rezultatet e hulumtimit të tij.

Në 1774, eksperimentet e R. Boyle u përsëritën nga A. Lavoisier me të njëjtat rezultate si Lomonosov. Por ai bëri një vëzhgim të ri, shumë të rëndësishëm, domethënë, se vetëm një pjesë e ajrit në repartin e mbyllur kombinohej me metalin dhe se rritja e peshës së metalit që u shndërrua në peshore është e barabartë me uljen e peshës së ajri në retort. Në të njëjtën kohë, një pjesë e metalit mbeti në formë të lirë.

Kështu, në mënyrë të pavarur nga njëri-tjetri, M.V. Lomonosov dhe A. Lavoisier konfirmuan vlefshmërinë e supozimit se masa e substancave ruhet si rezultat i një reaksioni kimik.

Ky supozim u bë ligj vetëm më pas studim dhjetëvjeçar Kimisti gjerman G. Landolt në fillim të shekullit të 20-të. Sot ligji i ruajtjes së masës së substancave formulohet si më poshtë:

Masa e substancave që marrin pjesë në reaksion është e barabartë me masën e produkteve të reaksionit.

Ju mund të konfirmoni korrektësinë e ligjit të ruajtjes së masës së substancave që përdorin përvojën e radhës. Në enën e parë Landolt përgatisni tretësirë ​​të jodur kaliumit dhe nitratit të plumbit. Në enën e dytë do të zhvillohet reaksioni i klorurit të hekurit me tiocianatin e kaliumit. Mbyllni fort prizat. Balancimi i peshores. A do të ruhet ekuilibri pas përfundimit të reaksioneve? Në enën e parë, precipiton një precipitat i verdhë i jodurit të plumbit, në të dytën, formohet tiocianati i ferrit me ngjyrë të kuqe të errët. Në enët e Landolt ndodhën reaksione kimike: u formuan substanca të reja. Por ekuilibri nuk u prish (Fig. 2). Masa e substancave fillestare është gjithmonë e barabartë me masën e produkteve të reaksionit.

Oriz. 2. Një eksperiment që konfirmon korrektësinë e ligjit të ruajtjes së masës së substancave

Le të japim një shembull të një eksperimenti tjetër që vërteton saktësinë e ligjit të ruajtjes së masës së substancave në reaksionet kimike. Një qiri do të digjet brenda balonës me tapë të mbyllur. Le të balancojmë peshoren. Le të ndezim qirinjën dhe ta ulim në balonë. Mbylleni balonën fort me një tapë. Djegia e një qiri është procesi kimik. Pasi të keni konsumuar oksigjenin në balonë, qiri fiket dhe reaksioni kimik përfundon. Por ekuilibri i peshores nuk është i shqetësuar: masa e produkteve të reaksionit mbetet e njëjtë me masën e substancave fillestare (Fig. 3).

Oriz. 3. Eksperimentoni me një qiri të ndezur në një balonë

Zbulimi i ligjit të ruajtjes së masës së substancave kishte rëndësi të madhe Për zhvillimin e mëtejshëm kimisë. Bazuar në ligjin e ruajtjes së masës së substancave, bëhen llogaritjet më të rëndësishme dhe hartohen ekuacionet e reaksioneve kimike.

1. Përmbledhje problemash dhe ushtrimesh në kimi: Klasa e 8-të: tek teksti mësimor nga P.A. Orzhekovsky dhe të tjerët "Kimi, klasa e 8-të" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegeli. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O.V. Fletorja e Kimisë: Klasa e 8-të: tek teksti shkollor nga P.A. Orzhekovsky dhe të tjerët "Kimi. Klasa e 8-të” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; nën. ed. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (f. 15-16)

3. Kimia: Klasa e 8-të: Teksti mësimor. për arsimin e përgjithshëm institucionet / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§6)

4. Kimia: inorg. kimia: tekst shkollor. për klasën e 8-të. arsimi i përgjithshëm institucionet / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. - M.: Arsimi, OJSC "Tekstet e Moskës", 2009.

5. Enciklopedi për fëmijë. Vëllimi 17. Kimia / Kapitulli. ed.V.A. Volodin, Ved. shkencore ed. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Burime shtesë të internetit

1. Koleksion i unifikuar i burimeve arsimore dixhitale ().

2. Versioni elektronik i revistës "Kimi dhe Jeta" ().

Detyrë shtëpie

Me . 16 №№ 3,5 nga Fletore pune në kimi: klasa e 8-të: tek teksti shkollor nga P.A. Orzhekovsky dhe të tjerët "Kimi. Klasa e 8-të” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; nën. ed. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

E famshme kimist anglez Robert Boyle Gjatë kryerjes së eksperimenteve të ndryshme me metale, vura re se kur metalet nxehen fort në ajër, masa e tyre rritet. Si rezultat, shkencëtari sugjeroi që si rezultat i një reaksioni kimik që ndodh kur nxehet, masa e substancave duhet të ndryshojë. Robert Boyle besohej se kur nxehen, metalet reagojnë me një të caktuar "çështje e zjarrtë" të përfshira në flakë. "Çështje zjarri" i quajtur phlogiston.

Shkencëtari rus Mikhail Vasilyevich Lomonosov ndryshoi strukturën e eksperimentit dhe nxehte metalet jo në ajër të hapur, por në retorte qelqi të mbyllura hermetikisht. Gjatë vendosjes së eksperimentit në këtë mënyrë, masa e retorit me metal para dhe pas ngrohjes mbeti e njëjtë.

Kur u hap një replikë e tillë, rezultoi se metali ishte shndërruar pjesërisht në një substancë tjetër që mbulonte sipërfaqen e metalit. Për rrjedhojë, metali reagoi me ajrin që ndodhej në replikë. M.V. Lomonosov bëri shumë përfundim i rëndësishëm. Nëse masa totale e retortës para dhe pas kalcinimit nuk ka ndryshuar, kjo do të thotë që masa e ajrit që përmbahet në enë është ulur me të njëjtën sasi me rritjen e masës së metalit (për shkak të formimit të një lënde të re në sipërfaqen e saj ).

Masa e ajrit në retort në fakt u ul, që kur u hap, ajri "shpërtheu" në replikë me një bilbil.

Kështu u formulua ligji i ruajtjes së masës:

Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të marra si rezultat i reaksionit

Zbulimi i ligjit të ruajtjes së masës dha një goditje të rëndë teori e gabuar phlogiston, i cili kontribuoi në më tej zhvillim të shpejtë kimisë. Nga ligji i ruajtjes së masës del se substancat nuk mund të lindin nga asgjëja dhe të kthehen në asgjë. Substancat transformohen vetëm në njëra-tjetrën.

Për shembull, kur një qiri digjet, masa e tij zvogëlohet. Mund të supozohet se substanca nga e cila është bërë qiri zhduket pa lënë gjurmë. Në fakt kjo nuk është e vërtetë. NË në këtë rast Të gjitha substancat që marrin pjesë në reaksionin kimik të djegies së qirinjve nuk merren parasysh.

Një qiri digjet sepse ka oksigjen në ajër. Rrjedhimisht, substanca nga e cila është bërë qiri, parafina, reagon me oksigjenin. Në këtë rast, formohet dioksidi i karbonit dhe avujt e ujit - këto janë produkte të reagimit. Nëse matni masat e produkteve të reaksionit, dioksidit të karbonit dhe avullit të ujit, atëherë masa e tyre do të jetë e barabartë me masën e parafinës dhe oksigjenit që reaguan. Në këtë rast, produktet e reagimit thjesht nuk mund të shihen.

Në laborator, ligji i ruajtjes së masës mund të vërtetohet si më poshtë. Është e nevojshme të vendosni në balonë disa lëndë që mund të reagojnë me oksigjenin. Mbyllni balonën me një tapë dhe peshoni. Më pas, ngrohni balonën. Kur nxehet, substanca do të reagojë me oksigjenin që gjendet në ajër. Kur balona të jetë ftohur, peshoni përsëri. Masa e balonës do të mbetet e njëjtë.

Është zbuluar ligji i ruajtjes së masës M.V. Lomonosov në 1748. Në 1773, të njëjtat rezultate eksperimentale u morën, pavarësisht nga Lomonosov. kimist francez Antoine Laurent Lavoisier.

Llogaritjet duke përdorur ligjin e ruajtjes së masës

Duke përdorur ligjin e ruajtjes së masës, mund të llogarisni masën e njërës prej substancave që reaguan, ose të një prej substancave që rezultojnë, nëse masat e të gjitha substancave të tjera janë të njohura.

Kur hekuri digjet në oksigjen, formohet e ashtuquajtura shkallë hekuri. Sa është masa e peshores së hekurit nëse reagon 5,6 g hekur dhe 3,2 g oksigjen?

Nga ligji i ruajtjes së masës del se masa totale e hekurit dhe e oksigjenit (reagentëve) është e barabartë me masën e shkallës (produktit) të hekurit. Prandaj, masa e shkallës së hekurit është e barabartë me 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.

Le të shohim një shembull tjetër. Kur anashkaloni rrymë elektrike përmes ujit, uji dekompozohet në substanca të thjeshta– hidrogjen dhe oksigjen. Sa është masa e oksigjenit nëse nga 12 g ujë përftohen 1,3 g hidrogjen?

Për qartësi, le të hartojmë një diagram të procesit në vazhdim, duke treguar masën e oksigjenit si X gram:

• Ligji i ruajtjes së masës substancat e zbuluara nga shkencëtari rus M.V. Lomonosov
• Formulimi i ligjit të ruajtjes së masës: masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është gjithmonë e barabartë me masën e substancave të marra si rezultat i reaksionit
  

Produktet e çdo reaksioni kimik përbëhen nga të njëjtat atome nga të cilat janë bërë. materialet fillestare. Në reaksionet kimike, atomet ruhen, që do të thotë se masa e të gjithë atomeve duhet të ruhet. Në këtë rast, produktet e çdo reaksioni kimik duhet të kenë të njëjtën masë si substancat fillestare.

Pas disa eksperimenteve, mund të duket se deklarata për masën e substancave është e pasaktë. Për shembull, kur kalcinohen, metalet kthehen në luspa të brishtë, masa e të cilave është gjithmonë më shumë masë metalet para eksperimentit. Por pse? A mund të ndodhë që disa grimca nga ajri po ngjiten me metalin? M.V. Lomonosov gjeti përgjigjen për këtë pyetje: ai kalcinoi metalet enët e mbyllura. Metali u shndërrua në peshore dhe masa e enës me peshore mbeti e njëjtë me peshën e enës me metalin. Rezulton se masa që përmbahet në enën e ajrit është zvogëluar aq sa është rritur masa e metalit.

Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është gjithmonë e barabartë me masën e substancave që rezultojnë.

Ky një nga ligjet bazë të kimisë quhet ligji i ruajtjes së masës së materies. Ky ligj u formulua për herë të parë nga M.V. Lomonosov e pëlqen këtë:

“Të gjitha ndryshimet që ndodhin në natyrë janë të një gjendjeje të tillë që, sa më shumë që i hiqet një trupi, aq shumë do t'i shtohet një tjetri, kështu që nëse një materie e vogël humbet diku, ajo do të shumëzohet në një vend tjetër. ”

Nga ligji i ruajtjes së masës së materies rezulton se substancat nuk mund të lindin nga askund dhe nga asgjëja ose të kthehen në asgjë. Edhe nëse na duket se një reaksion kimik prodhon një sasi të tepërt të një substance ose se masa e një substance pas një reaksioni kimik është bërë më e vogël, kjo do të thotë se nuk kemi marrë parasysh të gjitha substancat që marrin pjesë në reaksion ose substancat që rezultojnë.

Për shembull, kur druri digjet, na duket se substancat nga të cilat është formuar zhduken pa lënë gjurmë. Por pas studimit të kujdesshëm të reagimit, mund të shihni se nuk është kështu: masa e substancave të konsumuara gjatë djegies së drurit (dru + oksigjen) është e barabartë me masën e ujit, hirit dhe dioksidit të karbonit që u prodhuan gjatë djegies.

Duke përdorur ligjin e ruajtjes së masës, ju mund të llogarisni masën e një substance që reagon ose një prej substancave që rezultojnë, nëse masat e të gjitha të tjerave dihen. Pra, nëse duhet të zbulojmë masën e oksigjenit që rezulton nga dekompozimi i një sasie të caktuar të oksidit të merkurit, atëherë për këtë nuk kemi nevojë të mbledhim oksigjen për peshim. Mjafton të përcaktohet masa e oksidit të merkurit që merr pjesë në reaksion dhe masa e merkurit që lirohet si rezultat i reaksionit. Sipas ligjit të ruajtjes së masës, shuma e masave të merkurit dhe oksigjenit është e barabartë me masën e oksidit të merkurit të dekompozuar. Rrjedhimisht, duke zbritur masën e merkurit që rezulton nga masa e oksidit të merkurit, marrim masën e oksigjenit të lëshuar.

Për shembull, le të zgjidhim problemin e mëposhtëm: morëm 2,56 g oksid merkur, dhe pas reaksionit morëm 1,95 g merkur. Sa është masa e oksigjenit e formuar si rezultat i reaksionit?

Oksid i merkurit = merkur + oksigjen

2,56 = 1,95 + x

x = 2,56 - 1,95

në faqen e internetit, kur kopjoni materialin plotësisht ose pjesërisht, kërkohet një lidhje me burimin origjinal.