Закон сохранения массы и энергии

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 21Следующая ⇒

В 1748 г. М. В. Ломоносов высказал теоретически, а затем в 1756 г. экспериментально обосновал закон сохранения массы вещества, который в настоящее время формулируется так: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Позже французский химик Лавуазье, изучив некоторые реакции окисления металлов, пришел к тем же выводам, что и Ломоносов, и независимо от него сформулировал этот закон в 1789 г.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего – их количество остается неизменным до и после реакции. Например:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

Поскольку атомы имеют постоянную массу и их количество в результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остается постоянной.

М. В. Ломоносов связывал закон сохранения массы веществ с законом сохранения энергии (количества движения) и рассматривал их в единстве как всеобщий закон природы. Исходя из общего принципа сохранения материи и движения, Ломоносов в 1760 г. сформулировал закон сохранения энергии. Этот закон был экспериментально подтвержден в 1842 г., когда Роберт Майер определил эквивалентные соотношения между различными видами энергии. Для химических реакций закон сохранения энергии выразится следующим образом: энергия системы, включающей вещества, вступившие в реакцию, равна энергии системы, включающей вещества, образовавшиеся в результате реакции.

До начала ХХ в. эти законы рассматривались независимо друг от друга. Химия в основном имела дело с законом сохранения массы вещества, а физика - с законом сохранения энергии.

В 1905 г. основоположник современной физики Альберт Эйнштейн показал, что энергия Е и масса m связаны соотношением

Е = mc²,

где с – скорость света в вакууме, равная 2,998∙10⁸ м/с.

Это соотношение выражает эквивалентность массы и энергии любого объекта, но, отнюдь, не тождественность и не взаимопревращаемость вещества и энергии.

Единый закон сохранения массы и энергии можно сформулировать так: суммарные масса и энергия объектов, вступивших в реакцию, всегда равны суммарной массе и энергии продуктов реакции.

Теория химического строения вещества

Фундаментальная задача химии - изучение зависимости между химическими веществами и их свойствами.

Свойства вещества являются функцией его химического строения. Например, формулой C₂H₆O можно представить два разных вещества:

CH₃-CH₂-OH – этиловый спирт,

CH₃-O-CH₃ – диметиловый эфир.

До А. М. Бутлерова считали, что свойства вещества определяются их качественным и количественным составом. Он впервые в 1861 г. сформулировал основное положение своей теории химического строения так: химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частей, количеством их и химическим строением.

Это знаменитое положение может быть по праву названо законом Бутлерова и приравнено к фундаментальным законам химии.

В “переводе” на современный язык закон Бутлерова – теория химического строения вещества - утверждает: свойства молекулы определяются природой составляющих ее атомов, их количеством и химическим строением.

Периодический закон

Важнейшая задача химии заключается в изучении свойств элементов, в выявлении общих закономерностей их химического взаимодействия. Самое крупное научное обобщение в решении этой проблемы сделал Д. И. Менделеев, открыв в 1869 г. Периодический закон и табличное его выражение – Периодическую систему элементов.

Вследствие этого величайшего открытия стало возможным химическое предвидение, предсказание свойств новых химических элементов и соединений.

Периодическая система Менделеева является естественной систематикой атомов химических элементов. Д. И. Менделеев является основателем современной химии.

Исследуя изменения свойств химических элементов, расположенных в ряд по возрастающим значениям их атомной массы, Менделеев установил, что сходные в химическом отношении элементы встречаются через правильные промежутки (числа элементов) и, таким образом, одни и те же свойства периодически повторяются в этом ряду. На этом основании Менделеев и вывел Периодический закон, или, как он его назвал, закон периодичности, который сформулировал первоначально следующим образом: свойства элементов, а поэтому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Располагая все элементы в ряд, Менделеев, по существу, придал каждому элементу порядковый или атомный номер. Впоследствии выяснился физический смысл атомного (порядкового) номера элемента – он совпадает по числовому значению с положительным зарядом ядер атомов соответствующих элементов, а следовательно, и с числом электронов в этих атомах.

Периодический закон установил, что свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов.

Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомный вес по Менделееву) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений.

Учение о строении атомов вскрыло физический смысл Периодического закона. Химические и некоторые физические свойства являются функцией строения электронной оболочки, особенно ее наружных слоев.

Современная формулировка Периодического закона такая: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от повторяющейся сходной структуры электронной оболочки их атомов.

Стехиометрические законы

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. В переводе с греческого “стехиометрия” обозначает “составная часть” и “измерять”.

Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы и энергии веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, закон Авогадро. Эти законы основаны на фундаментальных законах, они являются количественным выражением атомно-молекулярной теории, закона сохранения массы и энергии.

1.5.1. Закон постоянства состава

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав – такова формулировка закона постоянства состава (Ж. Л. Пруст, 1801 г.).

Рассмотрим в качества примера воду: она содержит кислород и водород. По массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода 88,81 %. Воду можно получить различными способами:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О,

NaOH + HCl = H₂O + NaCl,

Cu(OH)₂ = H₂O + CuO.

Во всех случаях чистая вода, независимо от способа получения, имеет приведенный выше состав.

Последующее развитие химии показало, что существуют соединения как постоянного, так и переменного состава. По предложению академика Н. С. Курнакова первые назвали дальтонидами (в память английского физика и химика Дальтона), вторые – бертоллидами (в память французского химика Бертолле). Состав дальтонидов можно представить в виде простых формул с целочисленным стехиометрическими индексами, например, H₂O, HCl, CH₄, C₆H₆.

У бертоллидов состав выражается дробными стехиометрическими индексами. Так, оксид титана (II) TiO в действительности имеет состав от TiO_0,7 до TiO_1,3, в составе TiO₂ изменяется от TiO_1,9 до TiO_2,0 (в зависимости от условий синтеза). Бертоллиды распространены среди оксидов, гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов, силицидов и других кристаллических неорганических соединений.

В связи с этим в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение. Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения. Состав же соединений с номенклатурной структурой зависит от условий получения (например, состав оксида титана (II) от температуры и давления кислорода, применяемого при их синтезе).

Надо учитывать изотопный состав элементов: обычная вода, например, содержит 11,19 % водорода, а тяжелая вода – 20 % дейтерия.

1.5.2. Закон эквивалентов

Элементы взаимодействуют друг с другом в строго определенных количественных отношениях. Это следует из закона постоянства состава. Одновременно с установлением этого закона Дальтоном было введено понятие эквивалента.

Химическим эквивалентом элемента (Э) называется такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Так, в соединениях HCl и NaH 1 моль атомов водорода соединяется с 1 молем атомов хлора и с 1 молем атомов натрия. Эквиваленты хлора и натрия равны 1 молю атомов.

Эквивалентная масса (m_Э, г/моль) – это масса 1 эквивалента вещества. В примере эквивалентные массы хлора и натрия численно равны их атомным массам: соответственно 35,453 и 22,9898 г/моль.

Задача. Определить эквивалент и эквивалентные массы элементов в соединениях HBr, H₂O и NH₃.

Решение. В указанных соединениях с 1 молем атомов водорода соединяется 1 моль атомов брома, 1/2 моля атомов кислорода и 1/3 моля атомов азота. Следовательно, согласно определению, эквиваленты брома, кислорода и азота равны соответственно 1 молю, 1/2 и 1/3 моля. Исходя из мольных масс атомов этих элементов, находим, что эквивалентная масса брома равна 79,9 г/моль, кислорода – 16 ∙ 1/2 = 8 г/моль, азота – 14 ∙ 1/3 = 4,67 г/моль, где 79,9, 16 и 14 – атомные массы соответствующих элементов.

Можно дать другое определение эквивалента: химическим эквивалентом элемента называется число единиц его массы, которое может в химических реакциях присоединять или замещать одну (точнее 1,008) часть массы водорода или 8 частей массы кислорода.

Между эквивалентной массой m_э, молярной массой атомов А и валентностью элемента В (степень окисления) в данном соединении существует зависимость:

m_Э .

По этой формуле определяется теоретическое значение эквивалентных масс элемента. Например:

m_Э, Al в Al₂O₃ = г/моль,

m_Э, Ca в CaSO₄ = г/моль,

m_Э, Na в NaCl = г/моль.

В отличие от атомной или молекулярной масс химический эквивалент не является постоянной величиной, он зависит от валентности (степени окисления). Постоянные значения эквивалентов могут быть только у элементов с постоянной валентностью (степенью окисления).

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах применимо и к соединениям.

Эквивалентом соединения называется такое его количество, которое в данной реакции взаимодействует с одним эквивалентом водорода или одним эквивалентом другого вещества.

Для вычисления эквивалентных масс сложных веществ можно пользоваться следующими формулами:

m_{Э, оксида}=

или

m_{Э, оксида} = m_{Э элемента}+ m_{Э кислорода},

m_{Э, кислоты}= ,

m_{Э, основания}= ,

m_{Э, соли} = ,

где М – мольная масса соединений; основность кислоты – количество ионов водорода Н⁺ в кислоте, способных замещаться на металл; кислотность основания – количество гидроксидионов OH^– в основании, способных замещаться на кислотные остатки.

Задача.

m_Э,_HCl = M_HCl / 1= 36,5 / 1 = 36,5 г/моль,

m_Э, H₂SO₄ = г/моль,

m_Э_,Al(OH)₃ = г/моль,

m_Э_,Al₂(SO₄)₃ = г/моль,

m_Э_,FeO = г/моль,

m_Э_,CO₂ = г/моль.

Подобно эквиваленту элемента, эквивалент сложного вещества может иметь несколько значений. Он зависит от типа химической реакции, в которую вступает данное вещество.

Задачи :

1) H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O, m_Э_,H₂SO₄ =г/моль,

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O, m_Э, H₂SO₄ = г/моль,

2) Сu(OH)₂ + HCl = CuOHCl + H₂O, m_Э, Cu(OH)₂ = г/моль,

Сu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O, m_э, Cu(OH)₂ = г/моль,

3) AlCl₃ + NaOH = AlOHCl₂ + NaCl, m_Э, AlCl₃ = г/моль,

AlCl₃ + 2NaOH = Al(OH)₂Cl + 2NaCl, m_Э, AlCl₃ = г/моль,

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃ + 3NaCl, m_Э, AlCl₃ = г/моль.

На основании понятий эквивалентов был сформулирован закон эквивалентов (М. Рихтер, 1792 г.): вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентам или массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Для реакции:

А + В = АВ,

m_A / m_B = m_Э_A/ m_Э_B,

где m_A и m_B – массы веществ А и В, m_ЭА и m_ЭВ – эквивалентные массы веществ А и В.

При решении некоторых задач целесообразно пользоваться значениями эквивалентного объема.

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентном вещества.

Если одно из реагирующих веществ находится в твердом состоянии, а другое – газообразном, то закон эквивалентов можно представить формулой

m / V = m_Э / V_Э,

где m – масса твердого вещества; m_Э – его эквивалентная масса; V – объем газообразного вещества; V_Э – его эквивалентный объем (объем одного эквивалента).

V_{Э, Н} = 11,2 л/моль; V_{Э, О} = 5,6 л/моль.

1.5.3. Закон кратных отношений

Если два элемента образуют несколько соединений, то массы одного из элементов в разных соединениях относятся между собой как целые числа.

Например, азот и кислород дают пять оксидов N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Массовое количество кислорода, приходящееся на одно и то же массовое количество азота, относятся как целые числа 1:2:3:4:5.

Следовательно, одинаковое число атомов азота в молекулах разных оксидов связано с различным числом атомов кислорода (табл. 1.1).

Таблица 1.1

Оксид	N₂O	NO	N₂O₃	NO₂	N₂O₅
Массовое количество N	1	1	1	1	1
Массовое количество O	0,57	1,14	1,71	2,28	2,85
Отношение между массовыми количествами кислорода в оксидах	0,57 : 1,14 : 1,71 : 2,28 : 2,85 = 1 : 2 : 3 : 4 : 5

Закон открытый Дальтоном в 1803 г., подтвердил атомистические представления. Наименьшее количество элемента, вступающее в соединение, – это атом. В соединение может вступать только целое число атомов. Из закона кратных отношений следует:

1) состав веществ (дальтонидов) меняется скачком, так как в соединения вступают целые числа атомов;

2) количество переходит в качество – это, по выражению Ф. Энгельса, “всеобщий закон развития природы, общества и мышления”. Энгельс дал такое определение химии: “Химию можно назвать наукой о качественных изменениях тел, происходящих под влиянием изменений количественного состава”.

Газовые законы

В прошлом веке наиболее полно были изучены химические реакции между газообразными веществами. Газовые законы являются также стехиометрическими.

1.6.1. Закон простых объемных отношений

(закон Гей-Люссака, 1808 г.)

При одинаковых физических условиях (давлении и температуре) объемы реагирующих газов и газообразных продуктов реакции относятся между собой как небольшие целые числа (коэффициенты химических уравнений).

Например, при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуется два объема водяного пара:

2Н_2(Г) + O_2(Г) = 2H₂O_(пар).

Или 1 л водорода соединяется с 1 л хлора, образуя 2 л хлороводорода (объем отношения 1:1:2):

Н₂(г) + Cl₂(г) = 2HCl(г).

На этом законе основаны методы часто применяемого газового анализа.

1.6.2. Закон Авогадро

Для объяснения простых соотношений между объемами реагирующих газов итальянский ученый Амедео Авогадро в 1811 г. высказал гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными и стала называться законом Авогадро. В равных объемах любых газов при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) содержится одинаковое число молекул. Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. При соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, которые образуют молекулы хлороводорода. Но поскольку из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуется две молекулы хлороводорода, то и объем последнего должен быть равен сумме объемов исходных газов, т. е.

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Таким образом, объемные отношения легко объясняются, если исходить из представления о двухатомности молекул простых газов (H₂, Cl₂, N₂, O₂и др.). В химических уравнениях коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают на объемы реагирующих газов.

Из закона Авогадро вытекают два следствия, сформулированные в 1855 г. Жераром:

1) Один моль любого газа при нормальных условиях, т. е. при Т = 273,15 К и Р = 101325 Па, занимает один и тот же объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным (мольным) объемом газа: V = 22,4 л/моль = = 22,4 м³/кмоль.

Поскольку в одном моле любого вещества содержится 6,02∙10²³ молекул, то в 22,4 л любого газа при нормальных условиях содержится 6,02∙10²³ молекул (число Авогадро N_A).

При помощи числа Авогадро можно вычислить абсолютный вес атомов и молекул. Для этого нужно мольную массу атомов или молекул (атомную или молярную массу) разделить на число Авогадро;

2) Молярная масса (значит, и относительная молекулярная масса Mr) вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду (точнее 2,0158 плотности):

М = 2Dн₂,

где М – молярная масса газа; Dн₂– плотность газа по водороду, которую можно определить простым физическим экспериментом:

(r – плотность газа).

Часто плотность газа определяется по отношению к воздуху в D_возд. Воздух является смесью газов, его средняя молярная масса равна 29 кг/кмоль. Молярная масса газа по воздуху М = 29 D_возд.

Определение молярных масс показало, что молекулы простых газов состоят из двух атомов, а каждая молекула инертных газов – из одного атома (He, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn,). Для инертных газов понятия атома и молекулы равнозначны. Однако молекулы некоторых простых веществ могут иметь три и более атомов, например, озона О₃, фосфора Р₄, паров серы при невысоких температурах S₈.

1.6.3. Уравнение Менделеева-Клапейрона

Уравнение Менделеева-Клапейрона (уравнение состояния идеального газа) связывает массу (m, кг) и температуру (Т), давление (Р, Па) и объем (V, м³) газа с его мольной массой (М, кг/моль):

где R – универсальная газовая постоянная, 8,31∙10⁸ Дж/кмоль.

Зная массу любого объема газа при какой-то конкретной температуре и давлении, можно вычислить его молекулярную массу (а.е.м.), определив численно равную ей мольную массу вещества по уравнению Менделеева-Клапейрона:

Задача. Вычислить молекулярную массу бензола, зная, что масса 600 мл его паров при 87 °С и давлении 83,2 кПа равна 1,30 г.

Решение. Выразив данные задачи в единицах СИ (Р = 8,32∙10⁴ Па; V = 6∙10^-⁴ м³; m = 1,30∙10^-³ кг; Т = 360 К) и подставив их в уравнение Менделеева-Клапейрона, найдем

кг/моль = 78,0 г/моль.