Ustanovljen je bil zakon o ohranjanju mase snovi. Zakon ohranjanja mase snovi M. V. Lomonosov
Slavni angleški kemik Robert Boyle pri izvajanju različnih poskusov s kovinami sem opazil, da se pri močnem segrevanju kovin na zraku njihova masa poveča. Kot rezultat, je znanstvenik predlagal, da se mora zaradi kemične reakcije, ki se pojavi pri segrevanju, spremeniti masa snovi. Robert Boyle verjeli, da kovine pri segrevanju reagirajo z določeno "ognjena snov" vsebovana v plamenu. "ognjena snov" imenujemo flogiston.
Ruski znanstvenik Mihail Vasiljevič Lomonosov je spremenil nastavitev eksperimenta in kovine segreval ne na prostem, vendar v hermetično zaprtih steklenih retortah. Pri postavitvi poskusa na ta način je masa retorte s kovino pred in po segrevanju ostala enaka.
Ko so takšno retorto odprli, se je izkazalo, da se je kovina delno spremenila v drugo snov, ki je prekrila površino kovine. Posledično je kovina reagirala z zrakom, ki je bil v retorti. M.V. Lomonosov naredil zelo pomemben sklep. Če se skupna masa retorte pred in po kalcinaciji ni spremenila, se je masa zraka v posodi zmanjšala za enako količino, kot se je povečala masa kovine (zaradi tvorbe nove snovi na njeni površini) .
Zračna masa v retorti se je res zmanjšala, saj je ob odprtju zrak "Vlomil" v retorto s piščalko.
Tako je bilo formulirano zakon o ohranjanju mase:
Masa snovi, ki so vstopile v kemično reakcijo, je enaka masi snovi, pridobljenih kot posledica reakcije
Odkritje zakona o ohranitvi mase je napačno teorijo flogistona zadalo resen udarec, kar je prispevalo k nadaljnjemu hitremu razvoju kemije. Iz zakona o ohranjanju mase izhaja, da snovi ne morejo nastati iz nič in se spremeniti v nič. Snovi se samo spreminjajo druga v drugo.
Na primer, ko sveča gori, se njena masa zmanjša. Lahko se domneva, da snov, iz katere je narejena sveča, izgine brez sledu. Pravzaprav temu ni tako. V v tem primeru niso upoštevane vse snovi, ki sodelujejo pri kemični reakciji gorenja sveče.
Sveča gori zaradi prisotnosti kisika v zraku. Posledično snov, iz katere je narejena sveča - parafin, reagira s kisikom. V tem primeru nastaneta ogljikov dioksid in vodna para - to so produkti reakcije.Če izmerimo mase reakcijskih produktov, ogljikovega dioksida in vodne pare, bo njihova masa enaka masi parafina in kisika, ki sta reagirala. V tem primeru reakcijskih produktov preprosto ni mogoče videti.
V laboratoriju lahko zakon o ohranitvi mase dokažemo na naslednji način. Vsako snov, ki lahko reagira s kisikom, je treba dati v bučko. Bučka je hermetično zaprta z zamaškom in stehtana. Nato bučko segrejte. Ko se segreje, bo snov reagirala s kisikom v zraku. Ko se bučka ohladi, jo ponovno stehtamo. Masa bučke bo ostala enaka.
Zakon o ohranitvi mase je odkrit M.V. Lomonosov leta 1748. Leta 1773 je enake eksperimentalne rezultate, ne glede na Lomonosova, dobil francoski kemik Antoine Laurent Lavoisier.
Izračuni z uporabo zakona ohranjanja mase
Z uporabo zakona o ohranjanju mase lahko izračunate maso ene od reakcijskih snovi ali ene od nastalih snovi, če so mase vseh drugih snovi znane.
Ko se železo zgoreva v kisiku, nastane tako imenovana železova luska. Kolikšna je masa železove luske, če pride v reakcijo 5,6 g železa in 3,2 g kisika?
Iz zakona o ohranjanju mase izhaja, da je skupna masa železa in kisika (reagentov) enaka masi železove luske (proizvoda). Zato je masa železovega oksida 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.
Poglejmo si še en primer. Ob prehodu električni tok skozi vodo se voda razgradi na preproste snovi - vodik in kisik. Kolikšna je masa kisika, če iz 12 g vode dobimo 1,3 g vodika?
Zaradi jasnosti bomo sestavili diagram tekočega procesa, označujemo maso kisika kot X gram:
- Zakon o ohranjanju mase snov je odkril ruski znanstvenik M.V. Lomonosov
- Oblikovanje zakona ohranjanja mase: masa snovi, ki so vstopile v kemično reakcijo, je vedno enaka masi snovi, pridobljenih kot rezultat reakcije
V lekciji 11 "" iz tečaja " Kemija za lutke»Dali bomo definicijo zakona o ohranitvi mase in zakona o ohranitvi energije, se seznanili z odkritjem Lomonosova, ponovili pa bomo tudi nekatere osnove kemije iz prejšnjega poglavja. S to lekcijo odpremo naslednji del predmeta z naslovom »Zakon ohranjanja mase in energije«. Zato, da ne boste imeli vprašanj o lekcijah, se prepričajte, da preučite vse lekcije iz prvega razdelka "Atomi, molekule in ioni".
Ideja, da je vse na svetu sestavljeno iz atomov, je nastala pred našo dobo. Starogrški filozof Demokrit je verjel, da je vsa snov sestavljena iz nedeljivih mikrodelcev - atomov, da ima vsak atom individualne lastnosti, da lastnosti snovi določa njihova medsebojna razporeditev med seboj. Tako so njegove ideje primitivna različica tega, kar je predstavljeno v razdelku 1 "Atomi, molekule in ioni". Ob tem se postavlja vprašanje: zakaj torej stari Grki niso uporabili Demokritove hipoteze in se niso naučili pridobivati atomsko energijo? Zakaj je trajalo še 2000 let, preden je znanost dosegla svojo sedanjo raven? Eden od razlogov je bil, da stari Grki niso imeli pojma o tem zakoni ohranjanja snovi, in seveda o zakon ohranjanja energije.
Veliki ruski znanstvenik M.V. Lomonosov je leta 1748 postal prvi, ki je spoznal, da je masa temeljna lastnost, ohranjena v procesu kemičnih reakcij. Vzpostavil je zakon, ki pravi, da mora skupna masa vseh produktov kemične preobrazbe natančno sovpadati s skupno maso začetnih snovi. Poleg skupne mase snovi se pri kemijskih reakcijah ohranja tudi število atomov posamezne vrste, ne glede na to, v kakšnih zapletenih transformacijah sodelujejo in kako prehajajo iz ene molekule v drugo.
Tudi pri kemičnih reakcijah je treba ohranjati energijo. Kemično pomemben zaključek tega zakona je, da absorpcija ali sproščanje toplote (toplota reakcije) pri določeni kemični reakciji ni odvisna od tega, kako se reakcija izvaja – v eni ali več fazah. Na primer, toplota, ustvarjena neposredno pri zgorevanju plinastega vodika in grafita (oblika ogljika), se mora ujemati s toploto, ki nastane, ko se vodik in ogljik uporabljata za izdelavo sintetičnega bencina in ta bencin je izposojen kot gorivo. Če količina toplote, ki nastane v eni od dveh zgoraj opisanih reakcijskih variant, ne bi bila enaka, bi bilo to mogoče izkoristiti in izpeljati učinkovitejšo reakcijo v eni smeri in manj učinkovito v nasprotni smeri. Rezultat bi bil ciklični vir toplote brez goriva, ki nenehno zagotavlja brezplačno energijo. Toda to so le sanje o večnem motorju, katerega ustvarjanje se zruši ob neomajno steno zakona o ohranjanju mase in energije.
: med kemično reakcijo se atomi ne tvorijo ali uničijo.
Zakon o ohranjanju energije: če je vsota dveh reakcij nova, tretja reakcija, je toplota tretje reakcije enaka vsoti toplot prvih dveh reakcij. Toplotni učinki reakcij naj bi bili aditivni. Več o zakonu ohranjanja toplote boste izvedeli na koncu tega poglavja, kjer bo vse postalo preprosto in jasno.
Mimogrede, leta 1756 je Lomonosov eksperimentalno potrdil kemični zakon ohranjanja mase z žganjem kovin v zaprtih posodah. Namesto praženja kovin lahko sežgete fluor v zaprti posodi, še vedno velja zakon ohranjanja mase:
Ponavljam, da ni gostota ali prostornina, temveč masa temeljna lastnost, ki se ohranja v procesu kemičnih reakcij. In takoj, ko so kemiki to spoznali, so takoj hiteli iskati pravilno lestvico atomskih mas za vsak element. V lekciji 3 "Struktura molekul" smo to opazili molekulska masa molekula se izračuna iz vsote vseh atomskih mas njenih sestavnih atomov. In iz lekcije 5 "Mol in molarna masa" to vemo Krt katere koli snovi je taka količina, v kateri je število delcev te snovi 6,022 · 10 23. Imenuje se masa enega mola snovi v gramih molska masa... Mol in molska masa sta najpomembnejša pojma, brez katerih je nemogoče izvesti kemične izračune.
Mol je preprosto sredstvo za štetje atomov in molekul v delih po 6,022 · 10 23. Če je znano, da dve molekuli plinastega vodika H 2 reagirata z eno molekulo plinastega kisika O 2, pri čemer nastaneta dve molekuli vode H 2 O, potem je mogoče predvideti, da bosta 2 mola H 2, t.j. 4,032 g, bo reagiral z 1 molom O 2, t.j. c 31,999 g, s tvorbo 2 molov H2O, to je 36,031 g). Kontrolna vsota 4,032 + 31,999 = 36,031 potrjuje, da je v tej reakciji izpolnjen zakon o ohranjanju kemične mase.
Lekcija 11 " Oblikovanje zakona o ohranjanju mase in energije»Je pregled že obravnavanega gradiva, preden se potopimo v resnejši del kemije. Upam, da ste v tej vadnici odkrili nekaj novega in zanimivega zase. Če imate kakršna koli vprašanja, jih zapišite v komentarje.
ZAKON O OHRANJEVANJU MASE SNOVI M.V. LOMONOSOV
Sem v 8. razredu in sem se šele začel učiti nov predmet- kemija. Pri pouku kemije smo šli skozi kemijsko in fizični pojavi... Učiteljica kemije nam je pokazala poskus z gorečo svečo. Ta izkušnja me je zanimala. Odločil sem se, da bom izvedel več o tej izkušnji in to poskusil narediti. Med študijem doma sem izvedel, da je ta poskus izvedel veliki ruski znanstvenik M. V. Lomonosov. Odločil sem se, da poskusim ponoviti njegove poskuse in izvedeti več o samem znanstveniku in njegovih delih.
RAZISKOVALNI CILJI:
Analizirajte dela MV Lomonosova na področju kemijskih znanosti;
Preučiti dela MV Lomonosova o ustvarjanju zakona o ohranjanju mase snovi;
Seznanite se z deli drugih znanstvenikov s področja zakona o ohranjanju mase snovi;
Razmislite o poskusih, ki so jih izvedli M. V. Lomonosov in drugi znanstveniki, da bi kvantitativno dokazali zakon o ohranjanju mase snovi;
Izvedite poskus, s katerim dokažete, da je masa snovi, ki so vstopile v kemično reakcijo, enaka masi, pridobljeni kot rezultat reakcije
RAZISKOVALNI CILJI:
Preučiti tiskano literaturo o preučevanem vprašanju, zakonu ohranjanja mase snovi;
Analizirajte spletne strani, posvečene 300. obletnici rojstva MV Lomonosova;
Izvedite poskus, ki potrjuje sklepe MV Lomonosova o dokazu zakona o ohranjanju mase snovi;
Povzemite in sklepajte o opravljenem delu.
Naši ljudje so v zgodovino svetovne znanosti vpisali številna veličastna imena. Toda ime Lomonosov je povezano z razvojem več znanosti hkrati. Je največji fizik, kemik, geolog in hkrati zgodovinar, raziskovalec jezikov in celo pesnik. Odkritja MV Lomonosova so izjemno obogatila rusko znanost. Opisal je zgradbo Zemlje, razložil izvor številnih mineralov, opremil prvi kemični laboratorij, napisal prvi učbenik ruske slovnice v sodobni ruščini, razvil projekt za razvoj Severne morske poti, izvedel poskuse z elektriko, ustanovil da ima planet Venera atmosfero. Zahvaljujoč temu znanstveniku se je v Rusiji pojavila prva univerza, ki obstaja še danes. Kmečki sin na severnem obrobju Rusije je postal največji ruski znanstvenik, priznan po vsej Evropi.
V šoli obravnavamo M. Lomonosova kot nekaj vmesnega med zgodovinarjem in filologom. Po našem mnenju je to oseba s pesniškim talentom, oseba, ki uživa slavo "prvega ruskega znanstvenika". Lomonosovljeva naravoslovna stališča so včasih v šoli povsem zamolčani. Tisto, v čemer je neizmerno velik, odmakne v ozadje in ostane v senci.
Katerim znanostim je Lomonosov najbolj pri srcu, je težko soditi. Bližje svojemu času, največji pesnik naš Puškin, izpostavlja svoje naravoslovne raziskave. Takole opisuje dejavnosti Lomonosova: »Lomonosov je, ko je združil izjemno moč volje z izjemno močjo koncepta, zajel vse veje izobraževanja. Žeja po znanosti je bila najmočnejša strast te strasti polne duše. Vse je doživel in vse prodrl ... Prvi sega globoko v zgodovino domovine, potrjuje pravila njenega javnega jezika, daje zakone in vzorce klasične zgovornosti; predvideva Franklinova odkritja, ustanovi tovarno, sam gradi stroje, predstavlja umetnost z mozaiki in nam končno razkrije prave vire našega pesniškega jezika."
Kot teoretični kemik in kot raziskovalni kemik je MV Lomonosov stal na glavo nad svojimi sodobniki. Ena od posebnih manifestacij univerzalnega zakona narave je bil zakon ohranjanja snovi med kemičnimi transformacijami, ki ga je odkril in eksperimentalno potrdil Lomonosov, katerega vzpostavitev za dolgo časa popolnoma nepravično pripisujejo francoskemu kemiku Antoinu Laurentu Lavoisierju. Univerzalni zakon narave, ki ga je predlagal M. Lomonosov, vključuje zakon o ohranjanju energije, ki je v znanost vstopil šele v sredi XIX stoletja: »A kot vse spremembe, ki se dogajajo v naravi, je tako bistvo stanja, da kolikor se odvzame enemu telesu, toliko se doda drugemu. Torej, če se tam, kjer se nekaj snovi zmanjša, se bo na drugem mestu pomnožila."
MV Lomonosov se je vodil po zakonu ohranjanja snovi in gibanja ne le pri konstrukciji atomsko-molekularne teorije, temveč tudi pri eksperimentalnih raziskavah. Pritrdil se je velik pomen merjenje mase začetnih snovi in snovi, ki nastanejo pri kemičnih operacijah, saj je le s kvantitativnimi meritvami mogoče prodreti v skrivnosti kemičnih transformacij.
V nekaterih svojih klasičnih poskusih je bil Lomonosov dolgo pred nekaterimi evropskimi znanstveniki. Torej, žareči svinec in kositer v zaprti steklene cevi, Lomonosov je poskrbel, da se teža kovin v tem primeru ne spremeni; iz tega je sklepal, da običajno povečanje teže sploh ni odvisno od mitskega »flogistona«, temveč od stika segretih kovin z zrakom, ki je zaradi nezadostne blokade prodrl v retorte.
Leta 1673 je izšla knjiga R. Boyla "New Experiments on How to Make Fire and Flame Persistent and Weighty", v kateri je angleški kemik opisal poskuse s kalcinacijo kovin. Znanstvenik je dal kovino v retorto, jo zapečatil, stehtal, žgal, dokler ni iz kovine tvorilo "apno", nato pa je odprl retorto in jo ponovno stehtal, pri čemer se je "teža" seveda povečala. Kljub temu, da je R. Boyle dobro poznal dela R. Hookea in D. Mayova, je povečanje mase kovin med žganjem pojasnil z dodajanjem najfinejše "ognjene snovi", ki prodira skozi pore. stekla.
Leta 1756 je MV Lomonosov ponovil Boylove poskuse s spremembo, da ni odprl retorte z "apnom", preden jih je tehtal. Rezultat je bil točno to, kar je znanstvenik pričakoval na podlagi svojih teoretičnih konceptov: "ognjena snov" ne obstaja. Kratek zapis o poskusih je bil naslednji: "... med različnimi kemičnimi poskusi ... steklene posode raziskati, ali pride teža kovin."
17 let pozneje, leta 1773, je poskuse R. Boyla ponovil A. Lavoisier s popolnoma enakimi rezultati kot M. Lomonosov. Toda naredil je novo, zelo pomembno ugotovitev, in sicer, da je bil le del zraka v zaprti retorti združen s kovino in da je povečanje teže kovine, ki je prešla v tehtnico, enako zmanjšanju teže. zraka v retorti.
Ampak žal! Ti poskusi Lomonosova so ostali neopaženi. In ko jih je osemnajst let pozneje ponovil Lavoisier, je požel lovorike, ki so po pravici pripadale M. Lomonosovu.
Pod vodstvom učitelja kemije sem izvedel poskuse, ki so potrdili zaključke MV Lomonosova. Za to sem vzel Landoltove posode, od katerih je ena vsebovala klorovodikovo kislino in cink, druga pa natrijev hidroksid in bakrov sulfat ( fotografija 1). Uravnotežil tehtnico. Po odvajanju raztopin ( fotografija 2) je prišlo do kemične reakcije. Videl sem, da je v eni posodi usedlina modra in plin se sprosti v drugi posodi ( fotografija 3). Po kemični reakciji je puščica ravnotežja ostala na isti ravni. Tako sem poskrbel, da je masa snovi, ki so vstopile v kemijsko reakcijo, enaka masi snovi, ki nastanejo po reakciji.
2 
3 
Za drugi poskus sem potreboval hermetično zaprto bučko, v katero smo postavili gorečo svečo. Tehtnica je uravnotežena ( fotografija 4). Prižgali so svečo in jo spustili v bučko ter jo tesno pokrili s pluto ( fotografija 5). Ko je gorela, je sveča ugasnila, saj je porabila ves kisik iz bučke. Prišlo je do kemičnega pojava. Tehtnica je po reakciji ostala uravnotežena. Iz tega sledi, da je masa snovi, ki so vstopile v kemično reakcijo, po njenem zaključku ostala nespremenjena.
4 
5
Zaključek: Torej, naloge, ki sem si jih zadal, so izpolnjene. Veliko sem se naučil o velikem ruskem znanstveniku M. V. Lomonosovu, o njegovih dosežkih na različnih področjih znanosti. Eden od njegovih zakonov - zakon ohranjanja mase snovi, je bil eksperimentalno potrjen.
Takšna je vseobsegajoča dejavnost ruskega genija, ki mu je uspelo - ne le v svojih znanstvenih razkritjih, ampak celo v neizogibnih napakah - pustiti neizbrisne sledi velike, neutrudne misli in dela v korist znanosti, katere razcvet je v svoji domovini je tako goreče in tako nezainteresirano zagovarjal.
KEMIJA
Metodična navodila za praktične vaje
in za samopripravaštudenti vseh
specialnosti redne in izredne oblike študija
Atomska zgradba in kemična vez
izobraževalno in metodološko vodenje
Državna ustanova za visoko strokovno izobraževanje "Belorusko-ruska univerza"
Odobril Oddelek za tehnologijo kovin "" maj 2011, Protokol št.
Sestavil: Kand. kem. znanosti, izredni profesor I. M. Luzhanskaya
Kand. biol. znanosti, umetnost. učitelj I. A. Lisovaya
Recenzent Art. učitelj V.F. Patsay
V metodoloških navodilih so obravnavane sodobne predstave o zgradbi atoma, zgradba periodnega sistema elementov, podana je razlaga lastnosti kemičnih elementov glede na njihov položaj v periodnem sistemu. Predstavljene so glavne vrste kemičnih vezi in mehanizmi njihovega nastanka. Podani so primeri sestavljanja elektronskih konfiguracij atomov in shema tvorbe. kemične spojine e.
Odgovoren za izdajo D. I. Yakubovich
Tehnična urednica A. T. Chervinskaya
Računalniška postavitev N.P. Polevnichaya
Podpisano za tiskanje. Format 60x84/16. Offset papir. Slušalke Times.
Tiskanje zaslonske slike. Konv. - tisk. l. ... Uč.-ur. l. ... Naklada 180 izvodov. Številka naročila.
Uspešnost založbe in tiska
vladna agencija višje poklicno izobraževanje
"Belorusko-ruska univerza"
LI št.02330/375 z dne 29.06.2004
212000, Mogilev, prospekt Mira, 43
© GU VPO "Belorusko-ruski
univerza", 2011
1 Osnovni pojmi kemije
Kemija- eno najpomembnejših in obsežnih področij naravoslovja, znanost o snoveh, njihovih lastnostih, zgradbi in preobrazbah, ki nastanejo kot posledica kemičnih reakcij, pa tudi temeljnih zakonov kateremu so te preobrazbe pokorne.
Snov - nekakšna zadeva, ki ima maso počitka. Sestoji iz elementarni delci: elektroni, protoni, nevtroni, mezoni itd. Kemija preučuje predvsem snov, organizirano v atome, molekule, ione in radikale. Takšne snovi običajno delimo na preproste in kompleksne (kemijske spojine).
1.1 Enostavne in zapletene snovi. Alotropija
Preproste snovi tvorijo atomi enega kemični element in so zato oblika njegovega obstoja v prostem stanju, na primer žveplo, železo, ozon, diamant, dušik.
Kompleksne snovi izobražen različni elementi in ima lahko konstantno sestavo (stehiometrične spojine ali daltonidi) ali se spreminja v določenih mejah (nestehiometrične spojine ali bertolidi).
Kemični element- niz atomov z enakim jedrskim nabojem, pri čemer število protonov sovpada z zaporedno številko v Periodični sistem elementi Mendelejeva. Vsak kemični element ima svoje ime in simbol.
atom - najmanjši kemično nedeljiv del kemičnega elementa, ki je nosilec njegovih lastnosti.
Koncept preprosta snov ni mogoče identificirati s konceptom kemični element ... Lastnosti kemičnega elementa se nanašajo na njegove posamezne atome. Lastnosti preprosta snov: Gostota, topnost, tališče in vrelišče se nanašajo na zbirko atomov. En in isti kemični element lahko obstaja v obliki dveh ali več preprostih snovi, različnih po strukturi in lastnostih. Ta pojav se imenuje alotropija , in tvorbene snovi - alotropne modifikacije ali alotropne oblike.
Kemični element kisik tvori dve alotropni modifikacije: kisik in ozon, element ogljik tvori štiri alotropne modifikacije: diamant, grafit, karbin, fuleren.
Pojav alotropije povzročata dva razloga: različne številke atomi v molekuli (na primer kisik Približno 2 in ozon Približno 3) ali nastanek različnih kristalnih oblik (na primer ogljik tvori alotropne modifikacije, kot so diamant, grafit, karbin, fuleren).
V strukturi diamanta se vsak ogljikov atom nahaja v središču tetraedra, katerega vrhovi so štirje najbližji atomi.
V kristalni strukturi grafita ogljikovi atomi tvorijo šesterokotne obroče, ki posledično tvorijo močno in stabilno mrežo, podobno satju. Mreže so razporejene ena na drugo v plasteh, ki so med seboj šibko povezane.
V molekuli karbina so ogljikovi atomi povezani v verige bodisi s trojnimi in enojnimi vezmi bodisi z dvojnimi vezmi.
V fulerenu je ravna mreža šestkotnikov zložena in zašita v zaprto kroglo. Ogljikovi atomi, ki sestavljajo kroglo, so med seboj tesno povezani.
Kompleksne snovi niso sestavljene iz preprostih snovi, ampak iz kemičnih elementov. Torej, vodik in kisik, ki sestavljata vodo, se v vodi ne nahajata v obliki plinastega vodika in kisika z njihovimi značilnimi lastnostmi, temveč v obliki elementov vodik in kisik.
Snovi so razvrščene na molekularne in nemolekularne.
Snovi molekularne strukture so snovi, katerih glavna strukturna enota je molekula.
Snovi nemolekularne strukture so snovi, katerih glavne strukturne enote so atomi ali ioni.
Za prikaz kvalitativne in kvantitativne sestave snovi se uporablja enota formule.
Formulna enota(FE) Je pravi ali običajen delec, označen s kemijsko formulo.
Kemijska formula je pogojni zapis sestave snovi z uporabo kemičnih simbolov in indeksov.
Formulna enota snovi molekularne strukture je molekula.
molekula- električno nevtralen delec snovi, ki je zaprt niz končnega števila atomov, povezanih s silami kovalentna vez in tvorijo določeno strukturo.
Atom je enota formule enostavne snovi nemolekularne strukture. Na primer, enota formule silicija je atom Si.
Formulna enota kompleksne snovi nemolekularne strukture je "pogojna molekula". Na primer, enota formule silicijevega oksida je pogojni delec, sestavljen iz enega atoma silicija (Si) in dveh atomov kisika (O). Pogojno je, ker v kristalu silicijevega oksida (IV) ni posameznih molekul SiO 2, sestavljen je iz številnih atomov silicija in kisika. Toda celoten kristal je mogoče pogojno razdeliti na skupine, od katerih bo vsaka imela en atom Si in dva atoma O. Tako je enota formule silicijevega oksida (IV) pogojni, v resnici ne obstoječ delec - SiO 2.
Če nemolekularna snov tvori ionsko kristalno mrežo, na primer natrijev klorid. Njegova formula enota bo pogojni delec, sestavljen iz enega Na + iona in enega Cl - iona. Pogojno je, ker v kristalu natrijevega klorida ni molekul NaCl, saj je sestavljen iz ionov. Toda celoten kristal lahko razdelimo na skupine ionov, od katerih bo vsaka imela en Na + ion in en Cl - ion. Posledično je enota formule natrijevega klorida pogojni delec, sestavljen iz dveh ionov - NaCl.
1.2 Relativna atomska masa
Sodobne metode raziskave omogočajo določitev izjemno majhnih mas atomov z veliko natančnostjo. Tako je na primer masa vodikovega atoma 1674 × 10 -27 kg, ogljik - 1,993 × 10 -26 kg.
V kemiji se tradicionalno ne uporabljajo absolutne vrednosti atomskih mas, ampak relativne. Imenujejo se relativne, ker so izračunane glede na maso standarda. Trenutno je za standard izbrana 1/12 absolutne mase atoma ogljikovega izotopa 12 С. - enota atomske mase(skrajšano amu).
a.u. = m a (12 C) / 12 = 19,9272 10 -27 kg / 12 = 1,66 10 -27 kg = 1,66 10 -24 g
Relativna atomska masa Je brezdimenzionalna količina, ki je enaka razmerju med absolutno maso danega atoma in 1/12 mase izotopa 12 C.
Kemični elementi v naravi so mešanica izotopov z različnimi masnimi deleži. Na podlagi tega absolutna masa atoma kemičnega elementa pomeni povprečno vrednost.
Povprečna absolutna masa atoma elementa- masa atoma elementa, izražena v kg, izračunana ob upoštevanju njegove izotopske sestave.
Relativna atomska masa elementa(ali preprosto atomska masa) je brezdimenzionalna količina, ki je enaka razmerju povprečne absolutne mase atoma elementa do 1/12 mase izotopa 12 C.
Atomske mase elementov označujejo A r kjer indeks r- začetna črka angleška beseda relativno - sorodnik. Zapisuje A r (H), A r (O), A r (C ) Je relativna atomska masa vodika, relativna atomska masa kisika in relativna atomska masa ogljika.
1.3 Relativna molekulska masa
Relativna molekulska masa (g.) imenujemo količina, ki je enaka razmerju med maso molekule snovi in 1/12 mase ogljikovega atoma 12 C.
Molekulska masa je številčno enaka vsoti relativnih atomskih mas vseh atomov, ki sestavljajo molekulo snovi.
Relativna molekulska teža kaže, kolikokrat je masa molekule dane snovi večja od 1/12 mase atoma 12 Z... Tako je molekulska masa kisika M r (O 2 ) je enak 32. To pomeni, da je masa molekule kisika 32-krat večja od 1/12 mase atoma 12 C .
Koncepta "relativne molekulske mase" ni mogoče uporabiti za kompleksne snovi nemolekularne strukture. Ker strukturne enote takšnih snovi niso molekule, temveč pogojne formule, se zanje uporablja izraz "relativna formula formule" (Mfr).
Relativna formula masa- vrednost, ki je enaka razmerju med maso ene formulne enote snovi in 1/12 mase izotopa 12 C.
1.4 Krt. Molarna masa
V kemični procesi vpleteni so najmanjši delci – molekule, atomi, ioni, elektroni. Število takšnih delcev, tudi v majhnem delu snovi, je zelo veliko. Zato, da bi se izognili matematičnim operacijam z velike številke, za označevanje količine snovi, ki sodeluje v kemični reakciji, se uporablja posebna enota - mol.
Molj- količina snovi, ki vsebuje toliko atomov, molekul, ionov, elektronov ali drugih strukturnih enot, kolikor je atomov v 0,012 kg ogljika 12 C.
Število atomov v 0,012 kg ogljika ali v 1 molu se imenuje Avogadrovo število (N A) in je 6,02 · 10 23.
Na podlagi tega lahko rečemo, da Krt Je količina snovi, ki vsebuje 6,02 × 10 23 strukturnih enot (molekule, atomi, ioni, elektroni itd.)
Pri uporabi koncepta krta je treba v vsakem posameznem primeru natančno navesti, katere strukturne enote so mišljene. Na primer, mol atomov H, mol molekule H2, mol H ionov + .
Masa enega mola snovi se imenuje molska masa snovi (M) .
Masa snovi (m) je številčno enaka zmnožku njene količine (n) z njeno molsko maso: 
Ker en mol katere koli snovi vsebuje enako število strukturnih enot, je molska masa snovi sorazmerna z maso ustrezne strukturne enote, to je relativna molekulska masa (M r):
K = 1, saj je za ogljik M r = 12 amu in molska masa 12 (glede na definicijo pojma mol), zato številčne vrednosti
M (g / mol) = M r.
Iz tega sledi, da ima molska masa snovi, izražena v gramih, enako številčno vrednost kot njena relativna molekulska masa.
1.5 Enakovredno. Faktor enakovrednosti. Ekvivalent molske mase
Ekvivalent (E)- resnični ali pogojni delec snovi, ki lahko nadomesti, doda ali je na kakršen koli drug način enakovreden (to je enakovreden) enemu atomu vodika ali ionu v reakcijah izmenjave ali enemu elektronu v redoks reakcijah.
Delec snovi, imenovan ekvivalent, je lahko enak ali celo število krat manjši od enote formule, ki ustreza dani snovi.
In tako kot sestava molekul, atomov ali ionov, je sestava ekvivalenta izražena s kemičnimi znaki in formulami.
Da bi ugotovili sestavo ekvivalenta snovi in jo pravilno zapisali kemična formula, je treba izhajati iz specifične reakcije, v katero je vključena dana snov.
Podanih je več primerov definicije enakovredne formule.
V reakciji izmenjave
KOH + HCl = KCl + H2O; (ena)
K + + OH - + H + + Cl - = K + + Cl - + H 2 O;
H + + OH - = H 2 O
en hidroksilni ion reagira z enim vodikovim ionom.
V skladu z definicijo ekvivalenta bo E (OH -) = OH -, ekvivalent kalijevega hidroksida pa bo enak formuli KOH:
E (KOH) = KOH.
V reakciji izmenjave
Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O (2)
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - = Ca 2+ + 2Cl - = 2H 2 O
en vodikov ion je enak 1/2 iona, en OH - ion in en Cl - ion.
Zato je E (Cl -) = Cl -; E (Ca 2+) = 1 / 2Ca 2+; E (OH -) = OH -.
Hkrati pa po molekularni enačbi dve molekuli klorovodikove kisline, torej dva vodikova iona, medsebojno delujeta z eno molekulo kalcijevega hidroksida. Posledično je za interakcijo z 1/2 Ca (OH) 2 potreben en vodikov ion. Potem je po definiciji ekvivalent kalcijevega hidroksida delec, enak enoti formule, to je ½ Ca (OH) 2. ...
V reakciji redukcije cinkovega kationa
Zn 2+ + 2e = Zn 0 (3)
dva elektrona sodelujeta z enim cinkovim ionom, zato je en elektron enak 1/2 iona Zn 2+ in E (Zn 2+) = 1 / 2Zn 2+.
V reakciji
Fe 3+ + e = Fe 2+ (4)
ion Fe 3+ reagira z enim elektronom in s tem
V reakciji
Fe 3+ + 3e = Fe 0 (5)
in je Fe doda tri elektrone, torej E (Fe 3+) = 1 / 3Fe 3+.
Imenuje se število, ki kaže, kateri del enote formule snovi ustreza ekvivalentu faktor enakovrednosti(f e).
Glede na reakcijo (1): f e (OH) = 1; f e (KOH) = 1.
Glede na reakcijo (2): f e (OH) = 1; f e ((Ca 2+) = 1/2; f e (Ca (OH) 2) = 1/2.
Po reakciji (3) f e (Zn 2+) = 1/2.
Glede na reakcijo (4) f e (Fe) = 1.
Glede na reakcijo (5) f e (Fe) = 1/3.
Tako je s kombinacijo faktorja ekvivalentnosti in formulne enote snovi mogoče sestaviti formulo za ekvivalent katerega koli delca, kjer je faktor ekvivalence zapisan kot koeficient pred formulo delcev:
f e (formulna enota snovi) = enakovredno.
Upoštevati je treba, da se ekvivalent iste snovi spreminja glede na to, v kakšno reakcijo vstopi. Ekvivalent elementa se lahko razlikuje tudi glede na vrsto spojine, katere del je.
Faktor enakovrednosti kemičnega elementa.
kje B- valenca elementa v dani spojini.
Na primer, v H 2 S - f e (S) = 1/2, E (S) = 1/2; v NH - f e (N) = 1/3,
E (N) = 1/3N; v AlCl - f e (Al) = 1/3, E (Al) = 1 / 3Al, f e (Cl) = 1, E (Cl) = Cl.
Faktor enakovrednosti kisline odvisno od njegove bazičnosti, ki je določena s številom vodikovih ionov, ki jih v reakciji nadomestijo atomi kovin (n (H +)):
Če je kislina večbazična, lahko f e vzamemo različne pomene... Na primer v reakciji
H 2 SO 4 + KOH = KHSO 4 + H 2 O (6)
Žveplova kislina zamenja en atom vodika za kovino, f e (H 2 SO 4) = 1 , E (H 2 SO 4) = H 2 SO 4 .
V reakciji
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O (7)
žveplova kislina zamenja dva atoma vodika za kovino, se pravi, da se obnaša kot dvobazična kislina, zato je f e (H 2 SO 4) = 1/2, E (H 2 SO 4) = 1/2 H 2 SO 4.
Faktor enakovrednosti baze odvisno od kislosti baze, ki je določena s številom hidroksilnih skupin, izmenjanih v reakciji za kislinski ostanek (n (OH -):
Za polikislinske baze je f e spremenljiva vrednost in je odvisna od reakcijskih pogojev. Na primer v reakciji
Al (OH) 3 + 2HCl = Al (OH) 2 Cl + 2H 2 O (8)
aluminijev hidroksid zamenja eno hidroksilno skupino za kisli ostanek, zato je f e (Al (OH) 3) = 1, E (Al (OH) 3) = Al (OH) 3 .
V reakciji
Al (OH) 3 + 2HCl = Al (OH) Cl 2 + 2H 2 O (9)
aluminijev hidroksid zamenja dve hidroksilni skupini za kisli ostanek, zato je fe (Al (OH) 3) = 1/2, E (Al (OH) 3) = 1 / 2Al (OH) 3 .
V reakciji
Al (OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O (10)
aluminijev hidroksid zamenja tri hidroksilne skupine za kisli ostanek, zato f e (Al (OH) 3) = 1/3, E (Al (OH) 3) = 1 / 3Al (OH) 3 .
Srednji faktor enakovrednosti soli je definirana s formulo
kjer je B valenca kovine,
n je število kovinskih atomov.
Na primer, f e (Na 2 SO 4) = 1 / (1 2) = 1/2; f e (Fe 2 SO 4) 3) = 1 / (2 3) = 1/6.
Faktor enakovrednosti kislih in bazičnih soli se določi na podlagi reakcijske enačbe, pri čemer se upošteva dejstvo, da snovi medsebojno delujejo v enakovrednih količinah.
B reakcija
NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (11)
ena molekula natrijevega hidrogensulfata medsebojno deluje z enim ekvivalentom NaOH, zato je f e (NaHSO 4) = 1, E (NaHSO 4) = NaHSO 4.
V reakciji
NaHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + NaCl + HCl (12)
ena molekula natrijevega hidrogensulfata medsebojno deluje z dvema ekvivalentoma barijevega klorida, ker f e (BaCl 2) = 1/2 in E (BaCl 2) = 1 / 2BaCl 2, torej f e (NaHSO 4 ) je prav tako enak 1/2 in E (NaHSO 4) = 1 / 2NaHSO 4 .
V reakciji
Al (OH) Cl 2 + HCl = AlCl 3 + H 2 O (13)
ena molekula hidroksoaluminijevega diklorida medsebojno deluje z enim ekvivalentom HCl, zato je fe (Al (OH) Cl 2) = 1, E (Al (OH) Cl 2) = Al (OH) Cl 2.
V reakciji
Al (OH) Cl 2 + 2NaOH = Al (OH) 3 + 2NaCl (14)
ena molekula hidroksoaluminijevega diklorida sodeluje z dvema ekvivalentoma NaOH (f e (NaOH) = 1), zato je f e (AlOHCl 2) = 1/2, E (AlOHCl 2) = 1/2 AlOHCl 2.
V reakciji
Al (OH) Cl 2 + Na 3 PO 4 = AlPO 4 + 2NaCl = Na (OH) (15)
ena molekula hidroksoaluminijevega diklorida deluje s tremi ekvivalenti Na 3 PO 4 (fe (Na 3 PO 4) = 1/3), zato je fe (AlOHCl 2) = 1/3, E (AlOHCl 2) = 1 / 3AlOHCl 2.
Faktor enakovrednosti oksidov, ki kažejo osnovne lastnosti, se določi s formulo
kjer je B valenca kovine,
n je število kovinskih atomov v oksidu.
Na primer: CaO f e (CaO) = 1/2, E (CaO) = 1/2 CaO;
Na 2 O f e (Na 2 O) = 1/2, E (Na 2 O) = 1 / 2Na 2 O;
Al 2 O 3 f e (Al 2 O 3) = 1/6, E (Al 2 O 3) = 1/6 Al 2 O 3.
Faktor enakovrednosti oksidov, kažejo kisle lastnosti, se določi na podlagi reakcijske enačbe.
V reakciji
SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (16) ena molekula žveplovega oksida (VI) sodeluje z dvema ekvivalentoma natrijevega hidroksida (f e (NaOH) = 1 ) , torej f e (SO 3) = 1/2, E (SO 3) = 1 / 2SO 3.
V reakciji
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (17)
ena molekula aluminijevega oksida medsebojno deluje z dvema ekvivalentoma natrijevega hidroksida, zato je f e (Al 2 O 3) enak 1/2, E (Al 2 O 3) = 1/2 Al 2 O 3 .
Tako lahko na podlagi vseh zgornjih primerov sklepamo, da je faktor enakovrednosti katere koli snovi je enako ena deljeno s številom oblikovanih ali preurejenih povezav.
Za enakovredno veljajo vsi pojmi, ki označujejo strukturne enote snovi, vključno s količino snovi in molsko maso snovi.
Količina ekvivalentov snovi se meri v molih.
Mole ekvivalenti Je količina snovi, ki se združi z 1 molom vodikovih atomov ali 1/2 molom atomov kisika ali nadomesti enako količino vodika v njihovih spojinah. Na primer, v spojinah HCl, H 2 S, NH 3, CH 4 je mol ekvivalentov klora, žvepla, dušika, ogljika 1 mol Cl , 1/2 mola S, 1/3 mola N , 1/4 mola ogljika.
Ekvivalent molske mase(M e) je masa enega mola ekvivalentov.
Če želite najti molsko maso ekvivalentov kemičnega elementa, morate molsko maso tega elementa pomnožiti s faktorjem ekvivalence:
Na primer v povezavah:
HCl M e (Cl) = f e (Cl) M (Cl) = 1 35,5 g/mol;
NH 3 M e (N) = f e (N) · M (N) = 1/3 · 14 = 4,67 g/mol;
H 2 S M e (S) = f e S) · Ms = 1/2 · 32 = 16 g / mol;
CH 4 M e (C) = fe · Mc = 1/4 · 12 = 3 g / mol.
Za kisline, baze, srednje soli in okside, ki kažejo bazične lastnosti, se molska masa ekvivalentov lahko izračuna kot vsota molskih mas ekvivalentov, ki sestavljajo dano spojino ionov ali elementov, ko gre za okside.
Na primer, v reakciji (6) je Me (H 2 SO 4) enak:
M e (H +) + M e (HSO 4 -) = f e (H +) M (H +) + f e (HSO 4 -) M (HSO 4 -) = 98 g/mol.
V reakciji (7) je Me (H 2 SO 4) enak:
M e (H +) + M e (SO 4 2–) = f e (H +) M (H +) + f e (SO 4 2–) M (SO 4 2–) = 49 g / mol
V reakciji (8) М e (Al (OH) 3 ) je enako:
M e (Al (OH) 2 +) + M e (OH -) = f e (Al (OH) 2 +) M (Al (OH) 2 +) + f e (OH -) M e (OH -) = 78 g/mol
V reakciji (9) je M e (Al (OH) 3) enak:
M e (AlOH 2+) + M e (OH -) = f e (Al (OH) 2+) M (AlOH 2+) + f e (OH -) M e (OH -) = 39 g / mol
V reakciji (10) je M e (Al (OH) 3) enak:
M e (Al 3+) + M e (OH -) = f e (Al 3+) M (Al) + f e (OH -) M (OH -) = 26 g/mol
M e (Al 2 (SO 4) 3) = f e (Al 3+) M (Al) + f e (SO 4 2-) M (SO 4 2-) = 57 g/mol
Osnovni zakoni kemije
Veja kemije, ki obravnava razmerja mase in prostornine med reaktanti, se imenuje stehiometrija. Stehiometrija temelji na stehiometričnih zakonih: ohranjanje mase snovi, konstantnost sestave, ekvivalenti, večkratna razmerja, volumetrična razmerja, Avogadro. Nekateri od njih so bili predlagani v obravnavo.
Zakon o ohranjanju mase snovi
Zakon o ohranjanju mase snovi je leta 1748 oblikoval veliki ruski znanstvenik Mihail Vasiljevič Lomonosov in ga leta 1756 eksperimentalno potrdil, leta 1789 pa neodvisno francoski kemik A. L. Lavoisier.
Trenutno je oblikovan na naslednji način: masa snovi, ki vstopijo v kemično reakcijo, je enaka masi snovi, ki nastanejo pri reakciji.
Z vidika atomsko-molekularne doktrine je bistvo zakona ohranjanja mase snovi v tem, da v kemičnih reakcijah atomi ne izginejo in ne nastanejo iz nič, njihovo število ostane nespremenjeno pred in po reakciji. Zato imajo atomi konstantna masa in njihovo število se zaradi reakcije ne spremeni, ampak pride le do prerazporeditve atomov, potem masa snovi pred in po reakciji ostane konstantna.
Zakon o ohranjanju mase je poseben primer splošnega naravnega zakona zakona o ohranjanju energije, ki pravi, da je energija izoliranega sistema konstantna. Energija je merilo gibanja in interakcije različni tipi zadeva. V nobenem procesu v izoliranem sistemu se energija ne proizvaja ali uničuje, lahko le prehaja iz ene oblike v drugo .
Ena od oblik energije je tako imenovana energija mirovanja, ki je z maso povezana z Einsteinovo enačbo:
E = m C 2
kjer je E energija telesa,
c - hitrost svetlobe v vakuumu, enaka 299 792 458 m / s.
To razmerje izraža enakovrednost mase in energije. Ekvivalentnost mase in energije je fizični koncept, po katerem je masa telesa merilo energije, ki jo vsebuje. Najpomembneje je, da Einsteinova formula razkriva možnost medsebojnih transformacij energije in mase oziroma, drugače povedano, možnost pretvorb energije mirovanja v druge vrste energije. Posledično se masa in energija ne ohranjata ločeno, ampak skupaj, kar daje razlog za govor o enotnem zakonu ohranjanja mase in energije.
Pri kemičnih reakcijah lahko zanemarimo spremembo mase zaradi sproščanja ali absorpcije energije. Tipičen toplotni učinek kemične reakcije je po velikosti 100 kJ/mol. V tem primeru je sprememba mase
Tako je povsem legitimno uporabljati zakon ohranjanja mase snovi pri sestavljanju kemijskih enačb in pri izvajanju stehiometričnih izračunov.
Zakon konstantnosti sestave
Po zakonu konstantnosti sestave ima vsaka kemično čista spojina vedno enako količinsko sestavo, ne glede na način njene priprave. Ta zakon se je pojavil kot posledica dolgega (1801 - 1808) spora med francoskimi kemiki J. Proustom, ki je menil, da morajo biti razmerja med elementi, ki tvorijo spojine, konstantna, in C. Bertholletom, ki je menil, da je sestava kemikalij spojine je spremenljiva. Kot rezultat skrbnega eksperimentalnega preverjanja je zmagalo stališče Prousta, ki je smatral, da je sestava spojin konstantna. Igran zakon doslednosti kompozicije pomembno vlogo v razvoju kemije in še vedno ohranil svoj pomen, vendar se je izkazalo, da nimajo vse spojine stalne sestave. V letih 1912-1913 NS Kurnakov je ugotovil, da obstajajo spojine spremenljive sestave, ki jih je predlagal imenovati bertolidi.
Po sodobnih konceptih je konstantnost sestave značilna le za spojine z molekularno strukturo .
Tako trajno in nespremenljivo kemična sestava opazimo samo za molekule (na primer NH 3, H 2 O, SO 2 itd.), Pa tudi kristale z molekularno strukturo, ki predstavljajo od 3 do 5 % celotnega števila anorganskih trdnih snovi. dobro znani primeri so trdni jod, kisik, dušik, ogljikov dioksid, žlahtni plini v trdnem stanju.
Zdaj je bilo ugotovljeno, da spojine spremenljive sestave vključujejo ne samo kovinske povezave(metalidi), pa tudi številni oksidi, sulfidi, selenidi, teluridi, nitridi, fosfidi, karbidi, silicidi.
Narava odstopanj od stehiometrije v spojinah spremenljive sestave je, da v resničnem kristalu obstajajo strukturne napake pri kateri koli temperaturi, ki ni absolutna nič. Z dvigom temperature se koncentracija teh napak poveča, kar vodi v povečanje entropije (motnje) sistema. Absolutno urejeno strukturo ima tako imenovani idealni kristal, v katerem vsak atom zaseda določeno mesto v podrešetki. V tem primeru so vsa vozlišča zasedena, internodija pa prazna. Takšna idealizirana struktura ima v polnem redu(entropija je nič) in se lahko uresniči le pri temperaturi absolutne ničle. Z zvišanjem temperature so možne kršitve idealne strukture zaradi pojava nezasedenih mest v kristalni mreži, pojava atomov v vmesnih prostorih ali obstoja tujih atomov na mestih mreže. Pojav takšnih napak v resničnih kristalih vodi do nestehiometrije. Dobro raziskana spojina spremenljive sestave je železov sulfid FeS. Pri naravnih kristalih železovega sulfida opazimo primanjkljaj 10 do 20 % atomov železa glede na sestavo formule, pri titanovem (II) oksidu opazimo kršitev stehiometrične sestave pri obeh vrstah atomov. V TiO, odvisno od proizvodnih pogojev (temperatura, tlak kisika), lahko atomski delež kisika variira od 0,58 do 1,33. To pomeni, da bo za vse sestavke titanovega (II) oksida od 0,58 do 1,00 značilno pomanjkanje atomov kisika (oziroma presežek atomov titana) proti stehiometriji. In sestavki od 1,00 do 1,33 bodo imeli presežek atomov kisika (ali pomanjkanje atomov titana) v primerjavi s stehiometrično sestavo.
Zakon konstantnosti sestave je bil nekoč oblikovan v zvezi z molekulami in zato velja za molekularno obliko obstoja snovi. Trenutno se ta zakon oblikuje ob upoštevanju obstoja molekularne in nemolekularne strukture snovi.
Sestava molekularne spojine ostaja nespremenjena ne glede na način njene priprave. Če v danem agregacijskem stanju ni molekularne strukture, je sestava snovi odvisna od pogojev za njeno pripravo in predhodno obdelavo.
Na primer, amoniak ima ne glede na metode pridobivanja (neposredna sinteza iz elementov, razgradnja amonijevih soli, delovanje kislin na nitride aktivnih kovin itd.) konstantno molekularno sestavo: na atom dušika so trije atomi vodika. In za titanov (II) oksid je sestava spojine odvisna od pogojev za pridobitev temperature in tlaka hlapov kisika.
2.3 Avogadrov zakon
Proučevanje lastnosti plinov je omogočilo italijanskemu fiziku A. Avogadru leta 1811. izraziti hipotezo, ki je bila kasneje potrjena z eksperimentalnimi podatki in je postala znana kot Avogadrov zakon: v enakih prostorninah različnih plinov pod enakimi pogoji (temperatura in tlak) vsebuje isto številko molekule.
Iz Avogadrovega zakona izhaja pomembna posledica: mol katerega koli plina v normalnih pogojih (0 C (273 K) in tlak 101,3 kPa ) zavzema prostornino 22,4 litra. Ta prostornina vsebuje 6,02 × 10 23 molekul plina (Avogadrovo število).
Iz Avogadrovega zakona tudi izhaja, da se mase enakih volumnov različnih plinov pri enaki temperaturi in tlaku med seboj nanašajo kot molske mase teh plinov:
kjer sta m 1 in m 2 masi,
M 1 in M 2 sta molekulski masi prvega in drugega plina.
Ker je masa snovi določena s formulo
kjer je ρ gostota plina,
V - prostornina plina,
potem so gostote različnih plinov pod enakimi pogoji sorazmerne z njihovo molsko maso. Ta posledica Avogadrovega zakona temelji na najpreprostejša metoda določanje molske mase snovi v plinastem stanju.
.
Iz te enačbe lahko določite molsko maso plina:
.
Volumetrični zakon razmerja
Prve kvantitativne študije reakcij med plini pripadajo francoskemu znanstveniku Gay-Lusscu, avtorju znamenitega zakona o toplotnem raztezanju plinov. Z merjenjem prostornine plinov, ki so vstopili v reakcijo in nastali kot posledica reakcij, je Gay-Lussac prišel do posploševanja, znanega kot zakon preprostih prostorninskih razmerij: prostornine plinov, ki reagirajo drug na drugega, in prostornine nastalih plinasti reakcijski produkti kot majhna cela števila, ki so jim enaka stehiometričnim koeficientom .
Na primer, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O pri medsebojnem delovanju dveh volumnov vodika in enega volumna kisika nastaneta dva volumna vodne pare. Zakon velja, če se prostornine merijo pri enakem tlaku in isti temperaturi.
Zakon ekvivalentov
Uvedba konceptov "ekvivalent" in "molarna masa ekvivalentov" v kemijo je omogočila oblikovanje zakona, imenovanega zakon ekvivalentov: mase (volumen) snovi, ki reagirajo med seboj, so sorazmerne z molsko maso (volumen) njihovih ekvivalentov .
Treba se je zadržati na konceptu prostornine mola plinskih ekvivalentov. Kot izhaja iz Avogadrovega zakona, mol katerega koli plina v normalnih pogojih zavzema prostornino, ki je enaka 22,4 l. V skladu s tem je za izračun prostornine mola plinskih ekvivalentov potrebno poznati število molskih ekvivalentov v enem molu. Ker en mol vodika vsebuje 2 mola vodikovih ekvivalentov, potem 1 mol vodikovih ekvivalentov zavzema prostornino v normalnih pogojih:
Rešitev tipične naloge
Podobne informacije.
STOHIOMETRIČNI ZAKONI KEMIJE
Vse je odvisno od mere, števila in teže.
G. Cavendish
Zakon o ohranjanju mase snovi
Zakon o ohranjanju mase je prvi oblikoval MV Lomonosov leta 1748. Eksperimentalno ga je potrdil na primeru gorenja kovin v zaprtih posodah leta 1756. Lomonosov je preučeval potek kemičnih reakcij s tehtanjem začetnih snovi in produktov na Akademiji znanosti, ki jo je ustanovljen leta 1748 kemični laboratorij v St.
MV Lomonosov je v pismu L. Eulerju z dne 5. julija 1748 ta zakon oblikoval takole: »Vse spremembe, ki se dogajajo v naravi, se zgodijo tako, da če se nečemu doda nekaj, se nečemu drugemu odvzame. Torej, koliko snovi se doda telesu, enako se izgubi od drugega, koliko ur porabim za spanje, toliko odvzamem budnosti itd. Ker je to univerzalni zakon narave, velja tudi za pravila gibanja: telo, ki s svojim zagonom vznemirja drugega k gibanju, izgubi od svojega gibanja toliko, kolikor sporoča drugemu, ki ga ta premika."
Nekoliko kasneje (1789) je zakon ohranjanja mase neodvisno od Lomonosova vzpostavil AL Lavoisier, ki je pokazal, da se med kemičnimi reakcijami ne ohrani le skupna masa snovi, temveč tudi masa vsakega od elementov, ki sestavljajo medsebojno delujočih substanc: »Nič se ne zgodi ne v umetnih procesih ne v naravnih, in lahko se postavi stališče, da je v vsaki operaciji enaka količina snovi pred in po njej, da sta kakovost in količina principov ostali enaki, so se zgodila le premeščanja in prezdruževanja. Celotna umetnost eksperimentiranja v kemiji temelji na tem položaju." ("Začetni tečaj kemije", 1789).
Sodobno besedilo zakona:
Masa snovi, ki vstopijo v kemično reakcijo, je enaka masi snovi, ki nastanejo pri reakciji.
V procesu kemične reakcije ostanejo atomska jedra nespremenjena. Vendar atom ni samo jedro, ampak tudi elektroni, ki ga obdajajo. V procesu kemične interakcije pride do preureditve elektronske strukture (v vsakem primeru zunanjih elektronskih plasti), tako da se atom spremeni in sploh ni očitno, da njegova masa ostane konstantna. Toda število elektronov, tako kot jeder, je ohranjeno.
Zakon o množičnem ohranjanju, tako kot drugi zakoni o ohranjanju, je strogo izpolnjen, vendar potrebuje nekaj pojasnila. Leta 1905 je A. Einstein pokazal, da obstaja razmerje med maso telesa (m) in njegovo energijo (E), izraženo z razmerjem:
kjer je c hitrost svetlobe v vakuumu. Ta Einsteinova enačba velja tako za makroskopska telesa kot za delce mikrokozmosa (na primer elektrone, protone). Med kemičnimi reakcijami se energija vedno sprošča ali absorbira, zato se spreminja tudi masa snovi, ki sodelujejo v reakciji.
Naloga za samostojno delo. Določite masno vrednost, ki ustreza količini toplote, ki se sprosti med reakcijo
H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) = H 2 O (g) + 241,8 kJ.
Ali je mogoče opaziti takšno spremembo mase v kemičnih procesih?
Pri katerih procesih postane opazna sprememba mase kot posledica sproščanja ali absorpcije energije?
Kako je treba preoblikovati zakon o ohranjanju mase, da bi ga upoštevali pri vseh procesih?
Primer 2.1.Žganje 100 g kalcijevega karbonata je dalo 56 g kalcijevega oksida in 22,4 litra ogljikovega (IV) monoksida (n.a.). Ali je to v nasprotju z zakonom o ohranjanju mase snovi?
Rešitev. Po Avogadrovem zakonu v normalnih pogojih 22,4 litra plina ustreza 1 molu te snovi. Zato je med reakcijo nastal 1 mol CO 2. Masa 1 mola ogljikovega dioksida:
m (CO 2) = ν (CO 2) · M (CO 2); M (CO2) = 44 g/mol; m (CO 2) = 1 · 44 = 44 (g).
Vsota mas reakcijskih produktov bo:
56 + 44 = 100 (g),
ki je enaka masi prvotnega kalcijevega karbonata. Posledično je izpolnjen zakon o ohranitvi mase.
1 | | | | | | | |
