Legge di conservazione della massa delle sostanze. Equazioni chimiche. Legge di conservazione della massa della materia

Legge di conservazione della massa.

La massa delle sostanze che entrano in una reazione chimica è uguale alla massa delle sostanze formate a seguito della reazione.

La legge di conservazione della massa è un caso speciale della legge generale della natura: la legge di conservazione della materia e dell'energia. In base a questa legge, le reazioni chimiche possono essere rappresentate mediante equazioni chimiche, utilizzando formule chimiche delle sostanze e coefficienti stechiometrici che riflettono le quantità relative (numero di moli) delle sostanze coinvolte nella reazione.

Ad esempio, la reazione di combustione del metano è scritta come segue:

Legge di conservazione della massa delle sostanze

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

La massa di tutte le sostanze coinvolte in una reazione chimica è uguale alla massa di tutti i prodotti della reazione.

La teoria atomico-molecolare spiega questa legge nel modo seguente: come risultato delle reazioni chimiche, gli atomi non scompaiono né appaiono, ma avviene il loro riarrangiamento (cioè una trasformazione chimica è il processo di rottura di alcuni legami tra atomi e di formazione di altri, come un per cui dalle molecole originarie si ottengono sostanze, molecole di prodotti di reazione). Poiché il numero di atomi prima e dopo la reazione rimane invariato, anche la loro massa totale non dovrebbe cambiare. La massa era intesa come una quantità che caratterizza la quantità di materia.

All'inizio del XX secolo, la formulazione della legge di conservazione della massa fu rivista in connessione con l'avvento della teoria della relatività (A. Einstein, 1905), secondo la quale la massa di un corpo dipende dalla sua velocità e , quindi, caratterizza non solo la quantità di materia, ma anche il suo movimento. L'energia E ricevuta da un corpo è legata all'aumento della sua massa m dalla relazione E = m c 2, dove c è la velocità della luce. Questo rapporto non viene utilizzato nelle reazioni chimiche, perché 1 kJ di energia corrisponde ad una variazione di massa di ~10 -11 ge m praticamente non può essere misurato. Nelle reazioni nucleari, dove E è ~10 6 volte maggiore rispetto alle reazioni chimiche, m dovrebbe essere preso in considerazione.

Sulla base della legge di conservazione della massa, è possibile elaborare equazioni delle reazioni chimiche ed effettuare calcoli utilizzandole. È la base dell'analisi chimica quantitativa.

Legge di costanza della composizione

Legge di costanza della composizione ( J.L. Proust, 1801 -1808.) - qualsiasi composto specifico chimicamente puro, indipendentemente dal metodo di preparazione, è costituito dallo stesso elementi chimici, e i rapporti delle loro masse sono costanti, e numeri relativi loro atomi sono espressi come numeri interi. Questa è una delle leggi fondamentali chimica.

La legge di costanza della composizione non è soddisfatta Berthollides(composti a composizione variabile). Tuttavia, per semplicità, la composizione di molti Berthollidi è scritta come costante. Ad esempio, la composizione ossido di ferro (II). scritto come FeO (invece della formula più precisa Fe 1-x O).

Legge dei multipli

La legge dei rapporti multipli è una delle stechiometrico legislazione chimica: se due sostanze (semplice O complesso) formano più di un composto tra loro, allora le masse di una sostanza per la stessa massa di un'altra sostanza sono correlate come numeri interi, solitamente piccolo.

Esempi

1) La composizione degli ossidi di azoto (in percentuale in peso) è espressa dai seguenti numeri:

Dividendo i numeri nella riga inferiore per 0,57, vediamo che sono nel rapporto 1:2:3:4:5.

2) Cloruro di calcio forma 4 con acqua idrato cristallino, la cui composizione è espressa dalle formule: CaCl 2 ·H 2 O, CaCl 2 ·2H 2 O, CaCl 2 ·4H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O, cioè in tutti questi composti la massa di acqua per ogni le molecole di CaCl 2 sono correlate come 1:2:4:6.

Legge delle relazioni volumetriche

(Gay-Lussac, 1808)

"I volumi di gas che entrano nelle reazioni chimiche e i volumi di gas formati come risultato della reazione sono correlati tra loro come piccoli numeri interi."

Conseguenza. I coefficienti stechiometrici nelle equazioni delle reazioni chimiche per molecole di sostanze gassose mostrano in quali rapporti volumetrici reagiscono o si ottengono le sostanze gassose.

2CO+O22CO2

Quando due volumi di ossido di carbonio (II) vengono ossidati da un volume di ossigeno, si formano 2 volumi di anidride carbonica, cioè il volume della miscela di reazione iniziale viene ridotto di 1 volume.

b) Quando si sintetizza l'ammoniaca dagli elementi:

n2 + 3h 2  2nh 3

Un volume di azoto reagisce con tre volumi di idrogeno; In questo caso si formano 2 volumi di ammoniaca: il volume della massa di reazione gassosa iniziale diminuirà di 2 volte.

Equazione di Clayperon-Mendeleev

Se scriviamo la legge dei gas combinata per qualsiasi massa di qualsiasi gas, otteniamo l'equazione di Clayperon-Mendeleev:

dove m è la massa del gas; M - peso molecolare; p - pressione; V - volume; T - temperatura assoluta (°K); R è la costante universale dei gas (8,314 J/(mol K) o 0,082 l atm/(mol K)).

Per una data massa di un particolare gas, il rapporto m/M è costante, quindi la legge unificata dei gas si ottiene dall'equazione di Clayperon-Mendeleev.

Quale volume occuperà il monossido di carbonio (II) del peso di 84 g alla temperatura di 17°C e alla pressione di 250 kPa?

Il numero di moli di CO è:

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

Volume di CO a N.S. ammonta a

3 22,4 l = 67,2 l

Dalla legge combinata dei gas di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac:

(P V) / T = (P 0 V 0) / T 2

V (CO) = (P 0 T V 0) / (PT T 0) = (101,3 (273 + 17) 67,2) / (250 273) = 28,93 l

La densità relativa dei gas mostra quante volte 1 mole di un gas è più pesante (o più leggera) di 1 mole di un altro gas.

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

Il peso molecolare medio di una miscela di gas è uguale alla massa totale della miscela divisa per il numero totale di moli:

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

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELL'ENERGIA : In isolamento In un sistema, l'energia del sistema rimane costante; sono possibili solo transizioni da un tipo di energia a un altro. Nella termodinamica di conservazione dell'energia, la legge corrisponde alla prima legge della termodinamica, che è espressa dall'equazione Q = DU + W, dove Q è la quantità di calore impartita al sistema, DU è la variazione interna. energia del sistema, W è il lavoro svolto dal sistema. Un caso particolare di conservazione dell’energia è la legge di Hess.

Il concetto di energia venne rivisto in connessione con l'avvento della teoria della relatività (A. Einstein, 1905): l'energia totale E è proporzionale alla massa m ed è legata ad essa dalla relazione E = mc2, dove c è la velocità della luce. Pertanto la massa può essere espressa in unità di energia e si può formulare una legge più generale di conservazione della massa e dell'energia: in isolira. sistema, la somma di massa ed energia è costante e sono possibili solo trasformazioni in rapporti strettamente equivalenti di alcune forme di energia in altre e cambiamenti equivalentemente correlati di massa ed energia.

Legge degli equivalenti

le sostanze interagiscono tra loro in quantità proporzionali ai loro equivalenti. Quando si risolvono alcuni problemi, è più conveniente utilizzare un'altra formulazione di questa legge: le masse (volumi) delle sostanze che reagiscono tra loro sono proporzionali alle loro masse (volumi) equivalenti.

equivalenti: gli elementi chimici sono combinati tra loro in quantità rigorosamente definite corrispondenti ai loro equivalenti. L'espressione matematica della legge degli equivalenti ha la seguente forma: dove m1 e m2 sono le masse delle sostanze reagenti o risultanti, m eq(1) e m eq(2) sono le masse equivalenti di queste sostanze.

Ad esempio: una certa quantità di metallo, la cui massa equivalente è 28 g/mol, sposta da un acido 0,7 litri di idrogeno misurati in condizioni normali. Determinare la massa del metallo. Soluzione: Sapendo che il volume equivalente di idrogeno è 11,2 L/mol, la proporzione è: 28 g di metallo equivalgono a 11,2 L di idrogeno x g di metallo equivalgono a 0,7 L di idrogeno. Quindi x=0,7*28/11,2= 1,75 g.

Per determinare l'equivalente o la massa equivalente non è necessario partire dalla sua combinazione con l'idrogeno. Possono essere determinati dalla composizione del composto di un dato elemento con qualsiasi altro, di cui si conosce l'equivalente.

Ad esempio: combinando 5,6 g di ferro e zolfo si formano 8,8 g di solfuro di ferro. È necessario trovare la massa equivalente del ferro e il suo equivalente se si sa che la massa equivalente dello zolfo è 16 g/mol. Soluzione: dalle condizioni del problema risulta che nel solfuro di ferro sono presenti 8,8-5,6 = 3,2 g di zolfo per 5,6 g di ferro. Secondo la legge degli equivalenti, le masse delle sostanze interagenti sono proporzionali alle loro masse equivalenti, cioè 5,6 g di ferro equivalgono a 3,2 g di zolfo meq (Fe) equivalgono a 16 g/mol di zolfo. Ne consegue che m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 g/mol. L'equivalente del ferro è: 3=meq(Fe)/M(Fe)=28 g/mol:56 g/mol=1/2. Pertanto, l'equivalente di ferro è 1/2 mole, ovvero 1 mole di ferro contiene 2 equivalenti.

Legge di Avogadro

Conseguenze della legge

Primo corollario della legge di Avogadro: una mole di qualsiasi gas nelle stesse condizioni occupa lo stesso volume.

In particolare, in condizioni normali, cioè a 0 °C (273 K) e 101,3 kPa, il volume di 1 mole di gas è 22,4 litri. Questo volume è chiamato volume molare del gas V m. Questo valore può essere ricalcolato su altre temperature e pressioni utilizzando l'equazione di Mendeleev-Clapeyron:

.

Secondo corollario della legge di Avogadro: la massa molare del primo gas è uguale al prodotto della massa molare del secondo gas e della densità relativa del primo gas rispetto al secondo.

Questa posizione è stata di enorme importanza per lo sviluppo della chimica, poiché consente di determinare il peso parziale dei corpi capaci di passare allo stato gassoso o vaporoso. Se attraverso M indichiamo il peso parziale del corpo, e con D- il suo peso specifico allo stato di vapore, quindi il rapporto M / D deve essere costante per tutti i corpi. L'esperienza ha dimostrato che per tutti i corpi studiati che passano al vapore senza decomposizione, questa costante è pari a 28,9, se, nel determinare il peso parziale, procediamo dal peso specifico dell'aria, presa come unità, ma questa costante sarà uguale a 2, se prendiamo come unità il peso specifico dell'idrogeno. Designando questa costante, o, che è lo stesso, il volume parziale comune a tutti i vapori e gas come CON, dalla formula che abbiamo invece m = dC. Poiché il peso specifico del vapore è facilmente determinabile, quindi, sostituendo il valore D Nella formula viene derivato anche il peso parziale sconosciuto del corpo indicato.

Termochimica

Effetto termico di una reazione chimica

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Effetto termico di una reazione o cambiamento chimico entalpia sistemi dovuti al verificarsi di una reazione chimica - la quantità di calore attribuita a un cambiamento in una variabile chimica ricevuta da un sistema in cui ha avuto luogo una reazione chimica e i prodotti della reazione hanno assunto la temperatura dei reagenti.

Affinché l'effetto termico sia una grandezza che dipenda solo dalla natura della reazione chimica in corso, devono essere soddisfatte le seguenti condizioni:

La reazione deve procedere a volume costante Q v (processo isocoro), ovvero a pressione costante Q P( processo isobarico).

Nessun lavoro viene svolto nel sistema, ad eccezione del lavoro di espansione possibile in P = cost.

Se la reazione viene condotta in condizioni standard a T = 298,15 K = 25 ˚C e P = 1 atm = 101325 Pa, l'effetto termico è chiamato effetto termico standard della reazione o entalpia standard di reazione Δ H rO. In termochimica, il calore di reazione standard viene calcolato utilizzando le entalpie standard di formazione.

Entalpia standard di formazione (calore standard di formazione)

Il calore di formazione standard è inteso come l'effetto termico della reazione di formazione di una mole di sostanza da sostanze semplici, i suoi componenti, che sono in stabili stati standard.

Ad esempio, l'entalpia standard di formazione è 1 mol metano da carbonio E idrogeno pari all'effetto termico della reazione:

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

L'entalpia standard di formazione è indicata con Δ H fO. Qui l'indice f significa formazione, e il cerchio barrato ricorda un disco Plimsol - a cosa si riferisce la quantità condizione standard sostanze. In letteratura si trova spesso un'altra designazione dell'entalpia standard: ΔH 298,15 0 , dove 0 indica la pressione uguale a un'atmosfera (o, più precisamente, a condizioni standard ) e 298,15 è la temperatura. A volte l'indice 0 viene utilizzato per le quantità correlate a sostanza pura, stabilendo che è possibile designare con esso quantità termodinamiche standard solo quando una sostanza pura viene scelta come stato standard . La norma può anche essere intesa, ad esempio, come lo stato di una sostanza in estremamente diluito soluzione. “Disco Plimsoll” in questo caso indica lo stato standard attuale della materia, indipendentemente dalla sua scelta.

L'entalpia di formazione delle sostanze semplici è assunta pari a zero, e il valore zero dell'entalpia di formazione si riferisce allo stato di aggregazione, stabile a T = 298 K. Ad esempio, per iodio nello stato cristallino Δ H I2(tv) 0 = 0 kJ/mol e per liquidi iodio Δ H I2(l)0 = 22 kJ/mol. Le entalpie di formazione delle sostanze semplici in condizioni standard sono le loro principali caratteristiche energetiche.

L'effetto termico di qualsiasi reazione si trova come la differenza tra la somma dei calori di formazione di tutti i prodotti e la somma dei calori di formazione di tutti i reagenti in questa reazione (conseguenza La legge di Hess):

Δ H reazione O = ΣΔ H f O (prodotti) - ΣΔ H f O (reagenti)

Gli effetti termochimici possono essere incorporati nelle reazioni chimiche. Le equazioni chimiche che indicano la quantità di calore rilasciato o assorbito sono chiamate equazioni termochimiche. Le reazioni accompagnate dal rilascio di calore nell'ambiente hanno un effetto termico negativo e vengono chiamate esotermico. Le reazioni accompagnate dall'assorbimento di calore hanno un effetto termico positivo e vengono chiamate Endotermico. L'effetto termico si riferisce solitamente a una mole di materiale di partenza reagito il cui coefficiente stechiometrico è massimo.

Dipendenza dalla temperatura dell'effetto termico (entalpia) della reazione

Per calcolare la dipendenza dalla temperatura dell'entalpia di reazione, è necessario conoscere il molare capacità termica sostanze coinvolte nella reazione. La variazione dell'entalpia della reazione all'aumentare della temperatura da T 1 a T 2 è calcolata secondo la legge di Kirchhoff (si presuppone che in un dato intervallo di temperature le capacità termiche molari non dipendano dalla temperatura e non vi sia trasformazioni di fase):

Se le trasformazioni di fase si verificano in un determinato intervallo di temperature, nel calcolo è necessario tenere conto dei calori delle trasformazioni corrispondenti, nonché della variazione della dipendenza dalla temperatura della capacità termica delle sostanze che hanno subito tali trasformazioni:

dove ΔC p (T 1 ,T f) è la variazione della capacità termica nell'intervallo di temperature da T 1 alla temperatura di transizione di fase; ΔC p (T f ,T 2) è la variazione della capacità termica nell'intervallo di temperature dalla temperatura di transizione di fase alla temperatura finale e T f è la temperatura di transizione di fase.

Entalpia standard di combustione

Entalpia standard di combustione - Δ H hor o, l'effetto termico della reazione di combustione di una mole di sostanza in ossigeno alla formazione di ossidi nel più alto stato di ossidazione. Si presuppone che il calore di combustione delle sostanze non combustibili sia zero.

Entalpia standard della soluzione

Entalpia standard della soluzione - Δ H soluzione, l'effetto termico del processo di dissoluzione di 1 mole di una sostanza in una quantità infinitamente grande di solvente. Consiste nel calore della distruzione reticolo cristallino e calore idratazione(o calore solvatazione per soluzioni non acquose), rilasciato a seguito dell'interazione di molecole di solvente con molecole o ioni del soluto con la formazione di composti di composizione variabile - idrati (solvati). La distruzione del reticolo cristallino è solitamente un processo endotermico - Δ H resh > 0 e l'idratazione ionica è esotermica, Δ H idr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH resh e Δ H l'entalpia idrica di dissoluzione può avere valori sia positivi che negativi. Quindi la dissoluzione del cristallino idrossido di potassio accompagnato dal rilascio di calore:

Δ H dissolveKOH o = Δ H decidere + Δ H idrK +o + Δ H idroOH −о = −59 KJ/mol

Sotto l'entalpia di idratazione - Δ H hydr, si riferisce al calore che viene rilasciato quando 1 mole di ioni passa dal vuoto alla soluzione.

Entalpia standard di neutralizzazione

Entalpia standard di neutralizzazione - Δ H entalpia dei neutroni della reazione di acidi e basi forti per formare 1 mole di acqua in condizioni standard:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

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

Entalpia standard di neutralizzazione per soluzioni concentrate elettroliti forti dipende dalla concentrazione degli ioni, a causa della variazione del valore ΔH di idratazione ° degli ioni dopo la diluizione.

Entalpia

Entalpiaè una proprietà di una sostanza che indica la quantità di energia che può essere convertita in calore.

Entalpiaè una proprietà termodinamica di una sostanza che indica il livello di energia immagazzinata nella sua struttura molecolare. Ciò significa che sebbene una sostanza possa avere energia in base alla temperatura e alla pressione, non tutta questa può essere convertita in calore. Parte dell'energia interna rimane sempre nella sostanza e mantiene la sua struttura molecolare. Parte energia cinetica una sostanza è inaccessibile quando la sua temperatura si avvicina alla temperatura ambiente. Pertanto, l'entalpia è la quantità di energia disponibile per essere convertita in calore a una determinata temperatura e pressione. Unità di entalpia- Unità termica britannica o joule per l'energia e Btu/lbm o J/kg per l'energia specifica.

Quantità di entalpia

Quantità entalpia di una sostanza dipende dalla sua temperatura. Questa temperatura- questo è il valore scelto da scienziati e ingegneri come base per i calcoli. È la temperatura alla quale l'entalpia di una sostanza è pari a zero J. In altre parole, la sostanza non ha energia disponibile che possa essere convertita in calore. Questa temperatura è diversa per le diverse sostanze. Ad esempio, questa temperatura dell'acqua è il punto triplo (0 °C), l'azoto è -150 °C e i refrigeranti a base di metano ed etano sono -40 °C.

Se la temperatura di una sostanza è superiore alla temperatura data o cambia lo stato in stato gassoso a una data temperatura, l'entalpia è espressa come un numero positivo. Al contrario, a una temperatura inferiore a questa, l'entalpia di una sostanza è espressa come un numero negativo. L'entalpia viene utilizzata nei calcoli per determinare la differenza nei livelli di energia tra due stati. Ciò è necessario per configurare l'apparecchiatura e determinare coefficiente azione utile del processo.

L'entalpia è spesso definita come energia totale della materia, poiché è uguale alla somma della sua energia interna (u) in un dato stato insieme alla sua capacità di compiere lavoro (pv). Ma in realtà l'entalpia non indica l'energia totale di una sostanza ad una data temperatura superiore allo zero assoluto (-273°C). Pertanto, anziché definire l'entalpia come il calore totale di una sostanza, è più accuratamente definita come la quantità totale di energia disponibile di una sostanza che può essere convertita in calore. H = U + pV

Energia interna

L'energia interna di un corpo (indicata come E o U) è la somma delle energie delle interazioni molecolari e dei movimenti termici della molecola. L’energia interna è una funzione unica dello stato del sistema. Ciò significa che ogni volta che un sistema si trova in un dato stato, la sua energia interna assume il valore inerente a tale stato, indipendentemente dalla storia precedente del sistema. Di conseguenza, la variazione dell'energia interna durante la transizione da uno stato all'altro sarà sempre uguale alla differenza tra i suoi valori nello stato finale e iniziale, indipendentemente dal percorso lungo il quale è avvenuta la transizione.

L’energia interna di un corpo non può essere misurata direttamente. Puoi solo determinare la variazione dell'energia interna:

Portato al corpo Calore, misurato in joule

- Lavoro compiuto da un corpo contro forze esterne, misurato in joule

Questa formula è un'espressione matematica prima legge della termodinamica

Per processi quasi-statici vale la seguente relazione:

-temperatura, misurato in Kelvin

-entropia, misurato in joule/kelvin

-pressione, misurato in pascal

-potenziale chimico

Numero di particelle nel sistema

Gas ideali

Secondo la legge di Joule, deriva empiricamente l'energia interna gas ideale non dipende dalla pressione o dal volume. Sulla base di questo fatto, possiamo ottenere un'espressione per la variazione dell'energia interna di un gas ideale. A-prior capacità termica molare a volume costante, . Poiché l’energia interna di un gas ideale è funzione solo della temperatura, allora

.

La stessa formula vale anche per calcolare la variazione di energia interna di qualsiasi corpo, ma solo nei processi a volume costante ( processi isocori); generalmente C V (T,V) è una funzione sia della temperatura che del volume.

Se trascuriamo la variazione della capacità termica molare al variare della temperatura, otteniamo:

Δ U = ν C V Δ T,

dove ν è la quantità di sostanza, Δ T- cambiamento di temperatura.

ENERGIA INTERNA DELLA SOSTANZA, DEL CORPO, DEL SISTEMA

(Greco: ένέργια - attività, energia). L'energia interna lo è Parte energia totale del corpo (sistemi tel): E = E K + E P + U, Dove E K - energia cinetica macroscopico movimento sistemi, E P - energia potenziale, causato dalla presenza di forze esterne campi(gravitazionale, elettrico, ecc.), U- Energia interna. Energia interna sostanze, corpi, sistemi di corpi - funzione stato, definita come la riserva energetica totale dello stato interno di una sostanza, corpo, sistema, che cambia (rilascia) in processi chimico reazioni, trasferimento di calore e prestazioni lavoro. Componenti dell'energia interna: (a) energia cinetica termica probabilistico movimento di particelle (atomi, molecole, ioni ecc.) che compongono la sostanza (corpo, sistema); (b) energia potenziale delle particelle dovuta alla loro intermolecolare interazione; (c) energia degli elettroni nei gusci elettronici, atomi e ioni; d) energia intranucleare. L'energia interna non è associata al processo di cambiamento dello stato del sistema. Con qualsiasi cambiamento nel sistema, l'energia interna del sistema, insieme al suo ambiente, rimane costante. Cioè, l'energia interna non viene né persa né guadagnata. Allo stesso tempo, l'energia può spostarsi da una parte all'altra del sistema o essere convertita da una parte forme ad un altro. Questa è una delle formulazioni legge conservazione dell'energia: la prima legge della termodinamica. Parte dell'energia interna può essere convertita in lavoro. Questa parte dell'energia interna è chiamata energia libera - G. (Nei composti chimici si chiama chimico potenziale). Il resto dell'energia interna, che non può essere convertita in lavoro, è chiamata energia legata - W B .

Entropia

Entropia (da grecoἐντροπία - svolta, trasformazione) in Scienze naturali- misura del disordine sistemi, composto da molti elementi. In particolare, a fisica statistica - misurare probabilità l'attuazione di qualsiasi stato macroscopico; V teoria dell'informazione- una misura dell'incertezza di qualsiasi esperienza (test), che può avere esiti diversi, e quindi l'importo informazione; V scienza storica, Per spiegazioni fenomeno storia alternativa (invarianza e variabilità processo storico).

Famoso chimico inglese Robert Boyle Eseguendo vari esperimenti con i metalli, ho notato che quando i metalli vengono fortemente riscaldati nell'aria, la loro massa aumenta. Di conseguenza, lo scienziato ha suggerito che a seguito di una reazione chimica che si verifica quando viene riscaldata, la massa delle sostanze dovrebbe cambiare. Robert Boyle credeva che quando riscaldati i metalli reagissero in un certo modo "materia ardente" contenuto nella fiamma. "Materia del fuoco" chiamato flogisto.

Lo scienziato russo Mikhail Vasilyevich Lomonosov ha cambiato l'impostazione dell'esperimento e ha riscaldato i metalli non all'aria aperta, ma in storte di vetro sigillate ermeticamente. Impostando l'esperimento in questo modo, la massa della storta con metallo prima e dopo il riscaldamento è rimasta la stessa.

Quando una tale storta fu aperta, si scoprì che il metallo si era parzialmente convertito in un'altra sostanza che copriva la superficie del metallo. Di conseguenza, il metallo reagiva con l'aria contenuta nella storta. M.V. Lomonosov ha fatto una conclusione molto importante. Se la massa totale della storta prima e dopo la calcinazione non è cambiata, significa che la massa d'aria contenuta nel recipiente è diminuita della stessa quantità di quanto è aumentata la massa del metallo (a causa della formazione di una nuova sostanza sulla sua superficie ).

La massa d'aria nella storta in realtà è diminuita, da quando è stata aperta, l'aria "irrompere" nella storta con un fischio.

Così è stato formulato legge di conservazione della massa:

La massa delle sostanze entrate in una reazione chimica è uguale alla massa delle sostanze ottenute come risultato della reazione

La scoperta della legge di conservazione della massa ha inferto un duro colpo all'errata teoria del flogisto, che ha contribuito all'ulteriore rapido sviluppo della chimica. Dalla legge di conservazione della massa segue che le sostanze non possono nascere dal nulla e trasformarsi nel nulla. Le sostanze si trasformano solo l'una nell'altra.

Ad esempio, quando una candela brucia, la sua massa diminuisce. Si può presumere che la sostanza di cui è composta la candela scompaia senza lasciare traccia. In realtà, questo non è vero. In questo caso, tutte le sostanze che partecipano alla reazione chimica della combustione delle candele non vengono prese in considerazione.

Una candela brucia perché c'è ossigeno nell'aria. Di conseguenza, la sostanza di cui è composta la candela, la paraffina, reagisce con l'ossigeno. In questo caso si formano anidride carbonica e vapore acqueo: questi sono prodotti di reazione. Se misuri le masse dei prodotti di reazione, anidride carbonica e vapore acqueo, la loro massa sarà uguale alla massa di paraffina e ossigeno che hanno reagito. In questo caso i prodotti della reazione semplicemente non possono essere visti.

In laboratorio la legge di conservazione della massa può essere dimostrata come segue. È necessario mettere nel pallone una sostanza che possa reagire con l'ossigeno. Chiudere il pallone con un tappo e pesare. Successivamente, riscalda il pallone. Quando riscaldata, la sostanza reagirà con l'ossigeno contenuto nell'aria. Quando il pallone si sarà raffreddato, pesarlo nuovamente. La massa del pallone rimarrà la stessa.

Scoperta la legge di conservazione della massa M.V. Lomonosov nel 1748. Nel 1773 gli stessi risultati sperimentali, indipendentemente da Lomonosov, furono ottenuti da un chimico francese Antoine Laurent Lavoisier.

Calcoli utilizzando la legge di conservazione della massa

Utilizzando la legge di conservazione della massa, puoi calcolare la massa di una delle sostanze che hanno reagito o di una delle sostanze risultanti, se sono note le masse di tutte le altre sostanze.

Quando il ferro brucia in ossigeno si forma la cosiddetta scaglia di ferro. Qual è la massa della scaglia di ferro se reagisce? 5,6 g di ferro e 3,2 g di ossigeno?

Dalla legge di conservazione della massa ne consegue che la massa totale di ferro e ossigeno (reagenti) è uguale alla massa delle scaglie di ferro (prodotto). Pertanto, la massa della scaglia di ferro è uguale a 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.

Diamo un'occhiata a un altro esempio. Quando la corrente elettrica passa attraverso l'acqua, l'acqua si decompone in sostanze semplici: idrogeno e ossigeno. Qual è la massa dell'ossigeno se da 12 g di acqua si ottengono 1,3 g di idrogeno?

Per chiarezza, tracciamo un diagramma del processo in corso; denotiamo la massa di ossigeno come X grammi:

• Legge di conservazione della massa sostanze scoperte dallo scienziato russo M.V. Lomonosov
• Formulazione della legge di conservazione della massa: la massa delle sostanze che entrano in una reazione chimica è sempre uguale alla massa delle sostanze ottenute a seguito della reazione
  

Nella lezione 11 "" dal corso " Chimica per manichini“Definiremo la legge di conservazione della massa e la legge di conservazione dell’energia, conosceremo la scoperta di Lomonosov e ripeteremo anche alcune nozioni di base della chimica dell’ultimo capitolo. Con questa lezione apriamo la sezione successiva del corso, intitolata “La Legge di Conservazione della Massa e dell’Energia”. Pertanto, per non avere domande sulle lezioni, assicurati di studiare tutte le lezioni della prima sezione "Atomi, molecole e ioni".

L'idea che tutto nel mondo sia costituito da atomi è nata prima della nostra era. L'antico filosofo greco Democrito credeva che tutta la materia fosse costituita da microparticelle indivisibili: atomi, che ogni atomo avesse proprietà individuali, che le proprietà delle sostanze fossero determinate dalla loro posizione relativa l'una rispetto all'altra. Pertanto le sue idee sono una versione primitiva di quanto presentato nella Sezione 1, “Atomi, molecole e ioni”. Ciò fa sorgere la domanda: perché allora gli antichi greci non approfittarono dell’ipotesi di Democrito e impararono come ottenere l’energia atomica? Perché ci sono voluti altri 2.000 anni prima che la scienza raggiungesse il livello attuale? Uno dei motivi era che gli antichi greci non ne avevano idea leggi di conservazione della materia, e ovviamente circa legge di conservazione dell’energia.

Il grande scienziato russo M.V. Lomonosov nel 1748 fu il primo a rendersi conto che la massa è una proprietà fondamentale che si conserva nel processo delle reazioni chimiche. Ha stabilito una legge che afferma che la massa totale di tutti i prodotti di una trasformazione chimica deve coincidere esattamente con la massa totale delle sostanze di partenza. Oltre alla massa totale delle sostanze, nelle reazioni chimiche viene preservato anche il numero di atomi di ciascun tipo, indipendentemente dalla complessità delle trasformazioni a cui partecipano e dal modo in cui passano da una molecola all'altra.

Anche le reazioni chimiche devono risparmiare energia. La conclusione chimicamente importante di questa legge è che l'assorbimento o il rilascio di calore (calore di reazione) in una particolare reazione chimica non dipende dal fatto che la reazione venga eseguita in uno o più stadi. Ad esempio, il calore prodotto direttamente dalla combustione del gas idrogeno e della grafite (una forma di carbonio) deve essere uguale al calore prodotto quando l’idrogeno e il carbonio vengono utilizzati per produrre benzina sintetica e la benzina viene utilizzata come carburante. Se la quantità di calore rilasciata in una delle due opzioni di reazione sopra descritte non fosse la stessa, sarebbe possibile trarne vantaggio ed effettuare una reazione più efficiente in una direzione e una meno efficiente nella direzione opposta. Il risultato sarebbe una fonte di calore ciclica priva di combustibile che fornisce continuamente energia gratuita. Ma questi sono solo i sogni di una macchina a moto perpetuo, la cui creazione viene distrutta contro il muro incrollabile della legge di conservazione della massa e dell'energia.

: Durante una reazione chimica non si formano né si distruggono atomi.

Legge di conservazione dell'energia: Se la somma di due reazioni rappresenta una nuova, terza reazione, allora il calore della terza reazione è uguale alla somma dei calori delle prime due reazioni. Si dice che gli effetti termici delle reazioni siano additivi. Imparerai di più sulla legge di conservazione del calore alla fine di questo capitolo, dove tutto diventerà semplice e chiaro.

A proposito, nel 1756 Lomonosov confermò sperimentalmente la legge chimica di conservazione della massa cuocendo metalli in recipienti sigillati. Invece di bruciare i metalli, puoi bruciare il fluoro in un recipiente sigillato; la legge di conservazione della massa viene ancora rispettata:

Ripeto che non è la densità o il volume, ma la massa la proprietà fondamentale che si conserva durante le reazioni chimiche. E non appena i chimici se ne resero conto, si precipitarono immediatamente a trovare la scala di massa atomica corretta per ciascun elemento. Nella Lezione 3, “Struttura Molecolare”, lo abbiamo notato massa molecolare di una molecola si calcola attraverso la somma di tutte le masse atomiche degli atomi compresi nella sua composizione. E lo sappiamo dalla Lezione 5 “Mola e massa molare”. neo di qualsiasi sostanza è una quantità tale in cui il numero di particelle di tale sostanza è pari a 6.022·10 23. Viene chiamata la massa di una mole di una sostanza in grammi massa molare. Mole e massa molare sono i concetti più importanti, senza i quali è impossibile eseguire calcoli chimici.

Una mole è semplicemente un mezzo per contare atomi e molecole in 6.022 x 10 23 unità. Se è noto che due molecole di idrogeno gassoso H 2 reagiscono con una molecola di ossigeno gassoso O 2 per formare due molecole di acqua H 2 O, allora possiamo prevedere che 2 moli di H 2, ad es. 4,032 g reagiranno con 1 mole di O 2, cioè con 31,999 g, con formazione di 2 moli di H 2 O, cioè 36,031 g). La somma di controllo di 4.032+31.999=36.031 conferma che la legge chimica di conservazione della massa è soddisfatta in questa reazione.

Lezione 11" Formulazione della legge di conservazione della massa e dell'energia"è una ripetizione di materiale già trattato prima di immergersi in una sezione più seria della chimica. Spero che tu abbia scoperto qualcosa di nuovo e interessante in questa lezione. Se avete domande, scrivetele nei commenti.

M.V. Lomonosov formulò per primo la legge di conservazione della massa della materia nel 1748 e la confermò sperimentalmente usando l'esempio della cottura dei metalli in recipienti sigillati nel 1756. L’attuale formulazione della legge è la seguente:

Indipendentemente da Lomonosov, questa legge fu istituita nel 1789. Il chimico francese Lavoisier, che dimostrò che durante le reazioni chimiche non viene preservata solo la massa totale delle sostanze, ma anche la massa di ciascuno degli elementi che compongono le sostanze interagenti.

M.V. Lomonosov associava la legge di conservazione della massa delle sostanze alla legge di conservazione dell'energia (quantità di movimento). Considerava queste leggi nell'unità come una legge generale della natura. Lomonosov ha scritto:

“Tutti i cambiamenti che avvengono nella natura sono tali che, quanto viene tolto a un corpo, tanto verrà aggiunto a un altro. Quindi, se una piccola materia si perde da qualche parte, si moltiplicherà altrove. Questa legge naturale universale si estende alle regole stesse del movimento: infatti un corpo che ne muove un altro con la sua forza, ne perde da sé tanto quanto ne impartisce a un altro, che da lui riceve il movimento.

Le opinioni di Lomonosov sono state confermate dalla scienza moderna. Nel 1905 A. Einstein ha dimostrato che tra la massa corporea ( M

) e la sua energia ( E

) esiste una relazione espressa dall'equazione:

– velocità della luce nel vuoto.

La legge di conservazione della massa fornisce una base materiale per elaborare le equazioni delle reazioni chimiche.

Proprietà degli elementi VA e VIA.
Scopo del lavoro: studiare le proprietà chimiche degli elementi: azoto, fosforo, ossigeno e zolfo. L'azoto e il fosforo sono elementi del gruppo VA della tavola periodica. A livello di energia esterna degli atomi...

Concetti base di chimica.

La chimica è la scienza delle sostanze, delle leggi delle loro trasformazioni (proprietà fisiche e chimiche) e delle applicazioni. Attualmente sono noti più di 100mila composti inorganici e più di 4 milioni di composti organici.

Fenomeni chimici: alcune sostanze si trasformano in altre che differiscono da quelle originarie per composizione e proprietà, mentre la composizione dei nuclei atomici non cambia.

Fenomeni fisici: cambia lo stato fisico delle sostanze (vaporizzazione, fusione, conduttività elettrica, rilascio di calore e luce, malleabilità, ecc.) oppure si formano nuove sostanze con un cambiamento nella composizione dei nuclei atomici.

1. Tutte le sostanze sono costituite da molecole. Una molecola è la particella più piccola di una sostanza che ha le sue proprietà chimiche.

2. Le molecole sono costituite da atomi. Un atomo è la particella più piccola di un elemento chimico che conserva tutte le sue proprietà chimiche. Elementi diversi hanno atomi diversi.

3. Le molecole e gli atomi sono in continuo movimento; ci sono forze di attrazione e repulsione tra di loro.

Un elemento chimico è un tipo di atomo caratterizzato da determinate cariche nucleari e dalla struttura dei gusci di elettroni. Attualmente si conoscono 110 elementi: 89 di essi si trovano in natura (sulla Terra), il resto è ottenuto artificialmente. Gli atomi esistono allo stato libero, in composti con atomi dello stesso o di altri elementi, formando molecole. La capacità degli atomi di interagire con altri atomi e formare composti chimici è determinata dalla sua struttura. Gli atomi sono costituiti da un nucleo carico positivamente ed elettroni carichi negativamente che si muovono attorno ad esso, formando un sistema elettricamente neutro che obbedisce alle leggi caratteristiche dei microsistemi.

Il nucleo atomico è la parte centrale dell'atomo, costituita da Z protoni e N neutroni, in cui è concentrata la maggior parte degli atomi.

La carica nucleare è positiva, uguale in grandezza al numero di protoni nel nucleo o agli elettroni in un atomo neutro e coincide con il numero atomico dell'elemento nella tavola periodica. La somma dei protoni e dei neutroni di un nucleo atomico è chiamata numero di massa A = Z + N.

Gli isotopi sono elementi chimici con cariche nucleari identiche, ma numeri di massa diversi a causa del diverso numero di neutroni nel nucleo.

Reazioni chimiche Tipi di reazioni chimiche.

Reazione chimica- Questo trasformazione di una sostanza in un'altra. Reagenti - sostanze che entrano in una reazione chimica Prodotti di reazione - sostanze ottenute dopo una reazione chimica. Le reazioni chimiche avvengono Endotermico(con assorbimento di energia) e esotermico(con rilascio di energia). La combustione del metano è un tipico esempio di reazione esotermica.

Tipi di reazioni chimiche: il fenomeno in cui alcune sostanze vengono convertite in altre è chiamato reazione chimica.

CONNESSIONI
A+B=AB
Da più sostanze semplici o complesse si forma una sostanza complessa: CaO+H 2 O=Ca(OH) 2
PbO+SiO2 =PbSiO3

DECOMPOSIZIONI
AB = A+B
Diverse sostanze semplici o complesse si formano da una sostanza complessa: Cu(OH) 2 = CuO+H 2 O; CaCO 3 = CaO+CO 2

SOSTITUZIONI
A+BC=AC+B
Un atomo di una sostanza semplice sostituisce uno degli atomi di una sostanza complessa: CuSO 4 +Fe=FeSO 4 +Cu;2KBr+Cl 2 =2KCl+Br 2

SCAMBIO
AB + CD = AD + CB
Le sostanze complesse scambiano i loro componenti: AgNO3+KBr=AgBr ;NaOH+HCl=NaCl+H 2 O

Legge di conservazione della massa delle sostanze

M.V. Lomonosov (1748) Masse di sostanze nella reazione = massa di sostanze formate come risultato della reazione.

La teoria atomico-molecolare spiega questa legge nel modo seguente: come risultato delle reazioni chimiche, gli atomi non scompaiono né appaiono, ma avviene il loro riarrangiamento (cioè una trasformazione chimica è il processo di rottura di alcuni legami tra atomi e di formazione di altri, come un per cui dalle molecole originarie si ottengono sostanze, molecole di prodotti di reazione). Poiché il numero di atomi prima e dopo la reazione rimane invariato, anche la loro massa totale non dovrebbe cambiare. La massa era intesa come una quantità che caratterizza la quantità di materia.

All'inizio del XX secolo, la formulazione della legge di conservazione della massa fu rivista in connessione con l'avvento della teoria della relatività (A. Einstein, 1905), secondo la quale la massa di un corpo dipende dalla sua velocità e , quindi, caratterizza non solo la quantità di materia, ma anche il suo movimento. L'energia E ricevuta da un corpo è legata all'aumento della sua massa m dalla relazione E = m c 2, dove c è la velocità della luce. Questo rapporto non viene utilizzato nelle reazioni chimiche, perché 1 kJ di energia corrisponde ad una variazione di massa di ~10 -11 ge m praticamente non può essere misurato. Nelle reazioni nucleari, dove E è ~10 6 volte maggiore rispetto alle reazioni chimiche, m dovrebbe essere preso in considerazione.

Sulla base della legge di conservazione della massa, è possibile elaborare equazioni delle reazioni chimiche ed effettuare calcoli utilizzandole. È la base dell'analisi chimica quantitativa.

Legge di costanza della composizione

Proust (1799-1803) Ogni sostanza pura, indipendentemente dal luogo e dal metodo di produzione, ha una composizione quantitativa e qualitativa costante.

La legge di costanza della composizione fu formulata per la prima volta dal chimico francese J. Proust nel 1808. Egli scrisse: "Da un polo all'altro della Terra, i composti hanno la stessa composizione e le stesse proprietà. Non c'è differenza tra l'ossido di ferro dagli emisferi meridionale e settentrionale. La malachite della Siberia ha la stessa composizione della malachite della Spagna. Esiste un solo cinabro in tutto il mondo. "

Legge di conservazione dell'energia

Mayer. L'energia in un sistema chiuso arbitrario, durante tutti i processi che si verificano nel sistema, rimane un valore costante e passa solo da una forma all'altra.

LEGGE SUL RISPARMIO ENERGETICO: In isolamento In un sistema, l'energia del sistema rimane costante; sono possibili solo transizioni da un tipo di energia a un altro. Nella termodinamica di conservazione dell'energia, la legge corrisponde alla prima legge della termodinamica, che è espressa dall'equazione Q = U + W, dove Q è la quantità di calore impartita al sistema, U è la variazione della temperatura interna . energia del sistema, W è il lavoro svolto dal sistema. Un caso particolare della conservazione dell'energia della legge di Hess.Il concetto di energia fu rivisto in connessione con l'avvento della teoria della relatività (A. Einstein, 1905): l'energia totale E è proporzionale alla massa m ed è correlata ad esso dalla relazione E = mc 2, dove c è la velocità della luce. Pertanto la massa può essere espressa in unità di energia e si può formulare una legge più generale di conservazione della massa e dell'energia: in isolira. sistema, la somma di massa ed energia è costante e sono possibili solo trasformazioni in rapporti strettamente equivalenti di alcune forme di energia in altre e cambiamenti equivalentemente correlati di massa ed energia.

Legge di conservazione della pelliccia. L'energia fu formulata per la prima volta da G. Leibniz nel 1686, poi J. Mayer nel 1841, J. Joule nel 1843 e G. Helmholtz nel 1847 scoprirono sperimentalmente la legge di conservazione dell'energia nei fenomeni non meccanici.