Закон сохранения массы веществ

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

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

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dmсоотношением DE = Dm x c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и

по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Закон постоянства состава

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64: 32 = 2: 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2: 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

Например , если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

Массовая доля элемента w (Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.

w(Э) = (n x Ar(Э)) / Mr

Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу:

1. Обозначают формулу соединения Ax By Cz

2. Рассчитывают отношение X: Y: Z через массовые доли элементов:

w(A) = (х x Ar(А)) / Mr(AxByCz)

w(B) = (y x Ar(B)) / Mr(AxByCz)

w(C) = (z x Ar(C)) / Mr(AxByCz)

X = (w(A) x Mr) / Ar(А)

Y = (w(B) x Mr) / Ar(B)

Z = (w(C) x Mr) / Ar(C)

x: y: z = (w(A) / Ar(А)) : (w(B) / Ar(B)) : (w(C) / Ar(C))

3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.

4. Записывают формулу соединения.

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Жозеф Луи Пруст 1801 году. Этот закон утвердился в полемике Пруста с французским химиком Клодом Луи Бертолле. Последний считал, что направление химической реакции (состав ее продуктов) зависит не только от природы взаимодействующих веществ, но и от их относительных количеств. Абсолютизируя результаты своих экспериментальных исследований химических равновесий, он утверждал, что все вещества имеют переменный состав, который может меняться непрерывно от одного компонента к другому: например, оксиды получаются постепенным насыщением металла кислородом. В то же время Пруст, используя значительно более точные методы анализа, показал, что на самом деле таких непрерывных переходов нет. На примере карбоната меди, оксидов олова и сурьмы, сульфидов железа в разных степенях окисления, а также других веществ он доказал определенность составов соединений вне зависимости от способов их получения. Пруст писал: «От одного полюса земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь». Итак закон постоянства состава звучит следующим образом: «Качественный и количественный состав сложного вещества не зависит от способа его получения».

Закон простых кратных отношений

Исследуя химико-аналитически оксиды азота и углерода, этилен и метан, водородные соединения азота и фосфора, некоторый другие вещества, Дальтон в 1803 году установил закон кратных отношений: «Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа». Иными словами весовые отношения простых веществ, образующих сложное вещество, выражаются целыми числами типа 1:2:3… Закон кратных отношений, целочисленные отношения эквивалентных масс имели естественным выводом, что молекулы состоят из нескольких неделимых частиц - «атомов». Отсюда появилась возможность определения относительных атомных масс. Джон Дальтон ввел в химию и сам термин «атом» как мельчайшую частицу химического элемента. Атомы различных элементов, по Дальтону, имеют разную массу и тем отличаются друг от друга.

Закон простых объемных отношений

Французский ученый Жозеф Луи Гей-Люссак в 1802 году установил, что объем газа при постоянном давлении увеличивается пропорционально температуре. Позднее он вывел еще один закон: давление газа в замкнутом объеме пропорционально температуре. Свойства газов в конце XVIII - начале XIX века исследовали многие ученые. Еще до Гей-Люссака зависимость между объемом газа и температурой изучал французский физик Жак Александр Сезар Шарль. Но он вовремя не опубликовал полученные им данные, а Гей-Люссак же четко сформулировал закон, который в России называют законом Гей-Люссака, а в Англии и США - законом Шарля. А закон зависимости давления газа от абсолютной температуры наоборот в России известен под именем закона Шарля, а в Англии и США - как закон Гей-Люссака. Часто эти законы называют соответственно первым и вторым законами Гей-Люссака. В 1808 году Гей-Люссак совместно с немецким естествоиспытателем Александром Гумбольдтом сформулировал закон объемных отношений: «объемы вступающих в реакцию газов, находящихся при одинаковых условиях, относятся как целые числа». Например, 2 объема водорода соединяются с 1 объемом кислорода, давая 2 объема водяного пара. Сейчас мы записали бы стехиометрическое уравнение так: 2H 2 +O 2 =2H 2 O. Но в начале XVIII века еще не было разграничения понятия атома и молекулы. Гей-Люссак ничего не говорил о том, в виде каких частиц участвуют в реакциях те или иные газы.

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный количественный и качественный состав.

Качественный состав вещества показывает, из атомов каких элементов построены его молекулы. Количественный состав показывает, сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы (формульной единицы) вещества или массовую долю элемента в веществе. Например, молекулы аммиака (NH 3) состоят из атомов химических элементов азота (N) и водорода (Н). Это качественный состав. Причем, одна молекула состоит из трех атомов Н и одного атома N. Это количественный состав. Аммиак мы можем получить многими способами:

1. N 2 + 3H 2 = 2NH 3 ;

2. NH 4 NO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O + NH 3 ;

3. NH 4 Cl NH 3 + HCl.

Однако, согласно закону постоянства состава, независимо от способа получения, молекула NH 3 всегда будет состоять из одного атома N и трех атомов Н.

Закон постоянства состава вещества всегда выполняется лишь для веществ молекулярной структуры, т.е. для всех жидкостей, газов и твердых веществ, имеющих молекулярную кристаллическую решетку.

Для твердых веществ, имеющих атомную, ионную или металлическую кристаллическую решетку закон постоянства состава вещества часто не выполняется. Это обусловлено двумя причинами:

1. Наличием в узлах кристаллической решетки чужеродных атомов или ионов в виде примесей.

2. Наличием в кристаллической решетке различных дефектов, например, вакансий или пустот.

Количество таких дефектов, число и вид чужеродных примесных включений в кристаллической решетке вещества в этом случае будет зависеть от способа его получения. А, значит, от способа получения вещества будет зависеть и его состав.

Из закона постоянства состава вытекает важный вывод:

Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, а также соотношения между их химическим количеством постоянны и не зависят от способа получения этого соединения и от его имеющегося количества.

В связи с этим становится возможным определять эмпирические или простейшие формулы веществ на основании значений массовых долей химических элементов, входящих в их состав. Для веществ немолекулярного строения в роли эмпирических формул выступают их формульные единицы.

Закон кратных отношений

Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Пример 1. Найдем эмпирическую формулу вещества, состоящего из атомов натрия, фосфора и кислорода, массовые доли, которых в нем составляют, соответственно: 42,073%; 18,903% и 39,024%.

Дано:

ω,%(Na) = 42,073; ω,%(P) = 18,903; ω,%(O) = 39,024.

Найти: Эмпирическую формулу Na x P y O z - ?

Решение:

Массовые доли элементов (Э), выраженные в %, численно соответствуют массе атомов этих элементов m(Э) в 100 граммах вещества. Следовательно, если у нас имеется 100 г вещества, то массы содержащихся в нём элементов Na, P и О будут соответственно равны 42,073 г; 18,903 г и 39,024 г. Воспользуемся отношением

, где

n(Э) – количество вещества; число моль атомов элемента Э, моль;

m(Э) – масса атомов химического элемента, г;

M(Э) – масса одного моль атомов химического элемента Э, г/моль.

; ;

.

В одном моль вещества число моль атомов каждого элемента (n(Na), n(P), n(O)) будет целым числом, но соотношение между ними будет такое же, как и в 100 граммах вещества. Представим в связи с этим соотношение между n(Na), n(P) и n(O) как соотношение простых целых чисел, наблюдающееся в одном моль вещества.

n(Na) : n(P) : n(O) = 1,8: 0,6: 2,4

Разделим каждый член этого соотношения на 0,6.

n (Na) : n (P) : n (O) = 1,8/0,6: 0,6/ 0,6: 2,4/ 0,6 = 3: 1: 4.

В таком же количественном соотношении атомы Na, Р и О находятся в веществе: x = 3, y = 1, z = 4.

Простейшая его формула Na 3 РО 4 .

Ответ: Эмпирическая формула вещества: Na 3 РО 4 .

Для большинства веществ немолекулярной структуры такие эмпирические формулы совпадают с формульными единицами этих веществ. У веществ молекулярной структуры их истинная, т.е. молекулярная формула не всегда совпадает с установленной таким образом эмпирической формулой. В этом случае для нахождения истиной (молекулярной) формулы вещества необходимо знать его молярную или молекулярную массу.

Пример 2. Найдем молекулярную формулу углеводорода, массовые доли углерода и водорода в котором, соответственно, равны 85,72% и 14,28%, а его относительная молекулярная масса равна 28.

Дано:

ω,%(С) = 85,72; ω,%(Н) = 14,28; М r (углеводорода) = 28.

Найти: Молекулярную формулу углеводорода, С x H y - ?

Решение:

Найдем число моль атомов С и Н, содержащихся в 100 граммах углеводорода.

, .

Представим соотношение между n(С) и n(Н) как соотношение простых целых чисел:

n(C) : n(H) = 7,14: 14,28 = 7,14/7,14: 14,28/7,14 = 1: 2; х = 1, y = 2.

Значит, эмпирическая формула вещества С x H y – СН 2 .

Найдем относительную молекулярную массу СН 2: сложив относительные атомные массы всех атомов, входящих в состав молекулы.

M r (CH 2) = A r (C) + 2·A r (H) = 12 + 1 × 2 = 14.

Определим соотношение между M r (углеводорода) и M r (CH 2):

.

Это значит, что численное значение индексов x и y в молекулярной формуле в 2 раза больше, чем в эмпирической. Таким образом, молекулярная формула вещества равна С 2 Н 4 .

Ответ: Молекулярная формула углеводорода С 2 Н 4 .

Пример 3. При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамма кислорода. Выведите молекулярные формулы образующихся оксидов.

Дано:

1 г (N) : 0, 57 г (О); 1 г (N) : 1,14 г (О); 1 г (N) : 1,71 г (О); 1 г (N): 2,28 г (О); 1 г (N): 2,85 г (О).

Найти: N x O y образующихся оксидов - ?

Решение:

По закону кратных отношений, на 1 г N в оксидах приходится О: 0,57 г, 1,14 г, 1,71 г, 2,28 г, 2,85 г. Эти массы кислорода относятся как простые целые числа:

0,57: 1,14: 1,71: 2,28: 2,85 = .

Для установления формулы, например, для первого оксида берут не массы, а количества веществ. Так в первом оксиде N x O y x: y = n (N) : n (O) = .

На прошлом уроке вы познакомились с понятием массовой доли химического элемента в веществе и заметили, что эта величина не зависит от массы самого вещества. Данный урок посвящен изучению закона постоянства состава вещества. Из материалов урока вы узнаете, кто открыл этот закон.

Тема: Первоначальные химические представления

Урок: Постоянство состава вещества

Ученые XVII-XVIII вв. проводили множество количественных измерений, в т.ч. по определению элемента в веществе. Но результаты их опытов были неточными, и как следствие, не совпадали.

Французский химик Клод Луи Бертолле пытался доказать, что состав веществ зависит от пропорций, в которых находятся реагирующие вещества.

Рис. 1. Клод Луи Бертолле

В отличие от него другой французский химик Жозеф Луи Пруст провел много экспериментов по исследованию состава различных веществ и сделал вывод о постоянстве состава вещества.

Рис. 2. Жозеф Луи Пруст

В 1808 г. Пруст сформулировал закон постоянства состава веществ : «Вещества имеют постоянный состав независимо от способа и места их получения».

В своей работе «Исследование меди» в 1799 г. Пруст показал, что природный карбонат меди и карбонат меди, полученный химиками в лаборатории, имеют один и тот же состав.

Ничем не различаются вода, текущая из нашего крана, вода из родника, или вода, полученная синтетическим путем (имеется в виду состав - воды, а не состав смеси). Вода всегда будет содержать по массе 11,1 % водорода и 88,9 % кислорода.

Но природа гораздо разнообразнее, чем любая теория, созданная человеком. И из закона постоянства состава веществ есть исключения. В XX веке было обнаружено, что некоторые соединения не имеют постоянного состава.

Таким образом, нельзя сказать, что Клод Бертолле был абсолютно неправ. Закон постоянства состава веществ имеет ограничения.

Вещества, имеющие переменный состав существуют, их назвали в честь Бертолле - бертоллидами.

Бертоллиды — соединения переменного состава, не подчиняющиеся законам постоянных и кратных отношений. Бертоллиды являются нестехиометрическими бинарными соединениями переменного состава, который зависит от способа получения. Многочисленные случаи образования бертоллидов открыты в металлических системах, а также среди оксидов, сульфидов, карбидов, гидридов и др. Например, оксид ванадия(II) может иметь в зависимости от условий получения, состав от V 0,9 до V 1,3 .

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. - М.: АСТ: Астрель, 2006. (с. 25-28)

2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.21-23)

3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§9)

4. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобр. учреждений / Г.Е. Рудзитис, ФюГю Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§§10,14)

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().

2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

с. 22-23 №№ 3,7 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.

Закон кратных отношений. Глубокие идеи Ломоносова о строении вещества не были поняты современниками. Кроме того, опытная проверка этих его взглядов была невозможна в то время. Поэтому разработка атомно-молекулярного учения во второй половине XVIII века не продвинулась вперед. Для окончательного формирования этого учения не хватало знания законов, определяющих отношения между количествами веществ, реагирующих друг с другом и образующихся при химических реакциях. Эти законы были открыты лишь в конце XVIII- начале XIX века.

В результате установления закона сохранения массы с конца XVIII века в химии прочно утвердились количественные методы исследования. Был изучен количественный состав многих веществ. При этом был установлен закон постоянства состава:

Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

Многие элементы, соединяясь друг с другом, могут образовать разные вещества, каждое из которых характеризуется определенным соотношением между массами этих элементов. Так, углерод образует с кислородом два соединения. Одно из них - оксид углерода , или окись углерода - содержит (масс.) углерода и 57,12% (масс.) кислорода. Второе соединение - диоксид, или двуокись углерода - содержит (масс.) углерода и (масс.) кислорода. Изучая подобные соединения, Дальтон в 1803 г. установил закон кратных отношений:

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Дальтон придерживался атомной теории строения вещества. Открытие закона кратных отношений явилось подтверждением этой теории. Закон непосредственно свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями. Подсчитаем, например, массу кислорода, соединяющуюся с одним и тем же количеством углерода при образовании оксида и диоксида углерода. Для этого разделим друг на друга величины, выражающие содержание кислорода и углерода в том и в другом оксидах. Мы получим, что на одну единицу массы углерода в диоксиде углерода приходится ровно в 2 раза больше кислорода, чем в оксиде углерода .

Способность элементов вступать в соединения лишь определенными порциями свидетельствовала о прерывном строении вещества. Развивая атомную теорию, Дальтон ввел близкое к современному представление об атомах и об относительных атомных массах элементов; за единицу атомной массы он принял массу атома водорода как самого легкого. Он впервые в истории химии составил таблицу атомных масс, которая включала 14 элементов.

Законы постоянства состава и кратных отношений вытекают из атомномолекулярного учения. Вещества с молекулярной структурой состоят из одинаковых молекул. Поэтому естественно, что состав таких веществ постоянен. При образовании из двух элементов нескольких соединений атомы этих элементов соединяются друг с другом в молекулы различного, по определенного состава. Например, молекула оксида углерода построена из одного атома углерода и одного атома кислорода, а в состав молекулы диоксида углерода входит один атом углерода и два атома кислорода. Ясно, что масса кислорода, приходящаяся на одну и ту же массу углерода, во втором из этих соединений в 2 раза больше, чем в первом.

В отличие от закона сохранения массы, справедливость которого полностью подтверждена открытиями, сделанными после его установления, законы постоянства состава и кратных отношений оказались не столь всеобщими. В связи с открытием изотопов (§ 35) выяснилось, что соотношение между массами элементов, входящих в состав данного вещества, постоянно лишь при условии постоянства изотопного состава этих элементов. При изменении изотопного состава элемента меняется и массовый состав соединения. Например, тяжелая вода (§ 72) содержит около (масс.) водорода, а обычная вода лишь .

В начале XX века Н. С. Курнаков (см. стр. 536), изучая сплавы металлов, открыл соединения переменного состава. В этих соединениях на единицу массы данного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Так, в соединении, которое висмут образует с таллием, на единицу массы таллия может приходиться от 1,24 до 1,82 единиц массы висмута.

В тридцатых годах XX века выяснилось, что соединения переменного состава встречаются не только среди соединений металлов друг с другом, но и среди других твердых тел, например, оксидов, соединений металлов с серой, азотом, углеродом, водородом.

Для многих соединений переменного состава установлены пределы, в которых может изменяться их состав. Так, в диоксиде титана на единицу массы титана может приходиться от 0,65 до 0,67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле . Конечно, такого рода формулы указывают не состав молекулы - соединения переменного состава имеют не , а атомную структуру, - а лишь отражают границы состава вещества.

Пределы возможного изменения состава у различных соединений различны. Кроме того, они изменяются с изменением температуры.

Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений переменного состава, то в этом случае будет неприменим и закон кратных отношений. Например, титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются и . Ясно, что в этом и в подобных случаях закон кратных отношений не соблюдается.

Не соблюдается закон кратных отношений и в случае веществ, молекулы которых состоят из большого числа атомов. Например, известны углеводороды, имеющие формулы и . Числа единиц массы водорода, приходящихся в этих и подобных им соединениях на одну единицу массы углерода, относятся друг к другу как целые числа, но назвать эти числа небольшими нельзя.