 |
Закон сохранения массы веществ и энергии
|
|
|
|
К числу основополагающих законов химии относится закон сохранения массы веществ, который был сформулирован в виде общей концепции сохранения материи и движения великим русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748 году и подтвержден экспериментально им самим в 1756 году и независимо от него – французским химиком А.-Л.Лавуазье в 1773 г.
Современная формулировка закона:
• масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
То есть, при химических реакциях количество атомов до и после реакции остается одинаковым, например: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2 Н2О.
Однако практически все реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Взаимодействие кислоты и щелочи всегда идет с выделением энергии в окружающую среду (экзотермическая реакция), поэтому приведенное уравнение не полностью отражает процесс. Правильнее будет записать эту реакцию следующим образом
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2 Н2О + Q, где Q равно 113,7 кДж.
Нет ли здесь противоречия с законом сохранения массы веществ?
Гораздо позднее, в 1905 г. А.Эйнштейн установил количественную взаимосвязь между массой m и энергией системы Е: Е = m ∙ c2, где с – это скорость света в вакууме (около 300000 км/с или 3∙1010 см/с). Используя уравнение Эйнштейна, определим изменение массы (в граммах) для нашей реакции
Δm = Δ Е/с2 = (113,7 ∙1010 г∙см2/г)/ (3∙1010 см/с)2 = 1,26 ∙10–9 г.
В настоящее время невозможно регистрировать такие ничтожно малые изменения массы. Поэтому, закон сохранения массы веществ практически справедлив для химических реакций, но теоретически не является строгим – его нельзя применять к процессам, которые сопровождаются выделением очень большого количества энергии, например, к термоядерным реакциям.
|
|
|
Итак, закон сохранения массы и закон сохранения энергии не существуют отдельно друг от друга. В природе проявляется один закон – закон сохранения массы и энергии. Как и другие законы природы, закон сохранения массы веществ имеет большое практическое значение. Так, используя его можно устанавливать количественные соотношения между веществами, претерпевающими химические превращения.
В уравнении химической реакции каждая формула изображает один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная молярные массы веществ, участвующих в реакции, можно по уравнению реакции найти соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате. Если в реакции участвуют вещества в газообразном состоянии, то уравнение реакции позволяет найти их объемные отношения.
Итак, расчеты по химическим уравнениям, т.е. стехиометрические расчеты, основаны на законе сохранения массы веществ. Однако, в реальных условиях из-за неполного протекания процессов или различных потерь, масса получившихся продуктов часто бывает меньше той массы, которая должна быть согласно закону сохранения массы веществ.
Выход продукта реакции (или массовая доля выхода) – это выраженное в процентах отношение массы реально полученного продукта к его массе, которая должна получиться в соответствии с теоретическим расчетом:
η = m (X) / mтеор.(X),
где η - выход продукта, %; m (X) – масса продукта Х, полученного в реальном процессе; mтеор.(X) – теоретически рассчитанная масса вещества Х.
В тех задачах, где выход продукта не указан, предполагается, что он количественный, т.е. η = 100 %.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ (расчеты по химическим уравнениям)
Задача 1. Железо можно получить, восстанавливая оксид железа (III) алюминием. Определить, сколько алюминия потребуется для получения 140 г железа?
|
|
|
Решение 1. Запишем уравнение реакции: Fe2O3 + 2Al = 2 Fe +Al2O3
Определим количество вещества железа, которое требуется получить:
ν (Fe) = m (Fe)/ М(Fe) = 140 г/ 56 г/моль = 2,5 моль.
Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия, т.е.
ν (Al)/ ν (Fe) = 2/2, следовательно ν (Al) = ν (Fe) = 2,5 моль.
Теперь можно определить массу алюминия:
m (Al) = M(Al)∙ ν(Al) = 27 г/моль ∙ 2,5 моль = 67,5 г.
Ответ: для получения 140 г железа потребуется 67,5 г алюминия.
Решение 2. Такие задачи можно решать методом составления пропорций. Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия. Запишем:
Для получения (2∙ 56) г = 112 г Fe требуется (2∙ 27) г = 54 г Al
»»»» 140 г Fe»»»» m (Al)
Cоставим пропорцию: 112: 54 = 140: m(Al), отсюда следует
m(Al) = 140 ∙ 54 /112 = 67,5 г
Задача 2. Какой объем водорода выделится (условия нормальные), если в избытке соляной кислоты растворить 10,8 г алюминия?
Решение. Запишем уравнение реакции: 6HCl + 2Al = 2AlCl3 + 3H2↑
Определим количество вещества алюминия, вступившего в реакцию
ν (Al) = m (Al)/ М(Al) = 10,8 г /27 г/моль = 0,4 моль.
Из уравнения реакции следует, что при растворении 2 моль алюминия получается 3 моль водорода Н2, т.е. ν (Al)/ ν (Н2) = 2/3, следовательно,
ν (Н2) = 3 ν (Al)/2 = 3 ∙0,4 моль/2 = 0,6 моль.
Рассчитаем объем водорода:
V(H2) = VM ∙ ν (Н2) = 22.4 л/моль ∙ 0,6 моль = 13,44 л.
Ответ: при растворении 10,8 г Al в соляной кислоте получится 13,44 л водорода.
Задача 3. Какой объем оксида серы (IV) необходимо окислить кислородом, чтобы получить 20 г оксида серы (VI)? Условия нормальные, выход продукта 80 %.
Решение. Запишем уравнение реакции: 2SO2 + O2 = 2SO3
Определим массу оксида серы (VI), который получается при количественном выходе продукта (т.е. теоретически), используя формулу
η = m (X) / mтеор.(X),
где η равно 0,8 (или 80 %) по условию задачи.
Отсюда следует: mтеор(SO3) = m (SO3) / η(SO3) = 20/0,8 = 25 г.
Какое количество вещества оксида серы (VI) составляют 25 г, определим по формуле
ν (SO3) = m (SO3)/ М(SO3) = 25 г/(32 +3∙16) г/моль = 25/80 = 0,3125 моль.
Из уравнения реакции следует, что
ν (SO2)/ ν (SO3) = 2/2, следовательно
ν (SO2) = ν (SO3) = 0,3125 моль.
Осталось определить объем оксида серы (IV) при нормальных условиях: Vо(SO2) = VM ∙ ν (SO2) = 22.4 л/моль ∙0,3125 моль = 7 л.
|
|
|
Ответ: для получения 20 г оксида серы (VI) потребуется 7 л оксида серы (IV).
Задача 4. К раствору, содержащему 25,5 г нитрата серебра, добавили раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какова масса образующегося осадка?
Решение. Запишем уравнение протекающей реакции:
2AgNO3 + Na2S = Ag2S↓ + 2NaNO3.
Так как, количество вещества и масса продукта рассчитывается на основе массы и количества вещества, взятого в недостатке, следовательно, сначала необходимо определить количества веществ нитрата серебра и сульфида натрия:
ν (AgNO3) = m (AgNO3)/ М(AgNO3) = 25,5 г / 170 г/моль = 0,15 моль;
ν (Na2S) = m (Na2S)/ М(Na2S) = 7,8 г / 78 г/моль = 0,1 моль.
Согласно уравнению реакции: на каждые 2 моль AgNO3 требуется 1 моль Na2S (т.е. в два раза меньше), значит:
на 0,15 моль AgNO3 »»»» ν’ моль Na2S.
Тогда ν’(Na2S) = ½ ∙ 0,15 моль = 0,075 моль,
следовательно, сульфид натрия взят в избытке и расчет необходимо вести по количеству вещества AgNO3.
Из уравнения реакции следует:
ν(Ag2S) = ν (Na2S) = ν (AgNO3)/2 = 0,15 моль/2 = 0,075 моль.
Теперь можно определить массу сульфида серебра, выпавшего в осадок: m(Ag2S) = М(Ag2S) ∙ ν(Ag2S) = 248 г/моль ∙ 0,075 моль = 18,6 г.
Ответ: масса образовавшегося осадка равна 18,6 г.
Закон кратных отношений
Что происходит, если два элемента могут образовывать между собой несколько химических соединений? В 1803 г. великий английский химик в 1803 г. Дж.Дальтон показал:
● Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и туже массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
Этот закон подтвердил атомистические представления о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных соотношениях, следовательно, химические соединения различаются на целое число атомов. Они представляют собой наименьшее количество элемента, вступающего в соединение. Например, на 1 г азота в его оксидах N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28; и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5.
Однако в случае соединений переменного состава закон кратных отношений неприменим.
Закон постоянства состава
|
|
|
Этот закон был открыт французским ученым Ж.Прустом в 1801 г.:
● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.
Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO2, т.е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1.
Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона.
Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава (чаще всего это - оксиды, сульфиды, нитриды гидриды и т.д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO0.8–1.2 и TiO1.9–2.0.
Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства.
Закон эквивалентов
Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И.Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Позднее Д.Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента.
● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.
Для решения некоторых задач пользуются другой формулировкой этого закона:
● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
mA/mB = ЭА/ЭВ,
где mA и mB – массы реагирующих веществ А и В,
ЭА и ЭВ – эквивалентные массы этих веществ.
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ
|
|
|
