slavens angļu ķīmiķis Roberts Boils veicot dažādus eksperimentus ar metāliem, viņš ievēroja, ka, spēcīgi karsējot metālus gaisā, to masa palielinās. Rezultātā zinātnieks ierosināja, ka ķīmiskās reakcijas rezultātā, kas notiek karsējot, vajadzētu mainīties vielu masai. Roberts Boils uzskatīja, ka karsējot metāli reaģē ar noteiktu "ugunīga matērija" atrodas liesmā. "Uguns matērija" sauc par flogistonu.
Krievu zinātnieks Mihails Vasiļjevičs Lomonosovs mainīja eksperimenta iestatījumu un nesildīja metālus ārā, bet hermētiski noslēgtās stikla retortēs. Šādi uzstādot eksperimentu, retortes ar metālu masa pirms un pēc karsēšanas palika nemainīga.
Atverot šādu retorti, izrādījās, ka metāls ir daļēji pārveidots par citu vielu, kas pārklāja metāla virsmu. Līdz ar to metāls reaģēja ar gaisu, kas atradās retortē. M.V. Lomonosovs izdarīja ļoti svarīgu secinājumu. Ja retortes kopējā masa pirms un pēc kalcinēšanas nemainījās, tad traukā esošā gaisa masa samazinājās par tādu pašu daudzumu, palielinoties metāla masai (sakarā ar jaunas vielas veidošanos uz tā virsmas).
Gaisa masa retortē faktiski samazinājās, jo, kad tā tika atvērta, gaiss "iesprāgt" retortē ar svilpi.
Tādējādi tas tika formulēts masas nezūdamības likums:
Ķīmiskajā reakcijā nonākušo vielu masa ir vienāda ar reakcijas rezultātā iegūto vielu masu
Masas nezūdamības likuma atklāšana deva nopietnu triecienu kļūdainajai flogistona teorijai, kas veicināja tālāku strauju ķīmijas attīstību. No masas nezūdamības likuma izriet, ka vielas nevar rasties no nekā un pārvērsties par neko. Vielas pārvēršas tikai viena par otru.
Piemēram, svecei degot, tās masa samazinās. Var pieņemt, ka viela, no kuras izgatavota svece, pazūd bez pēdām. Patiesībā tā nav. Šajā gadījumā netiek ņemtas vērā visas vielas, kas ir iesaistītas sveces dedzināšanas ķīmiskajā reakcijā.
Svece deg, jo gaisā ir skābeklis. Tāpēc viela, no kuras izgatavota svece – parafīns, reaģē ar skābekli. Šajā gadījumā veidojas oglekļa dioksīds un ūdens tvaiki - tie ir reakcijas produkti. Ja mēs izmērām reakcijas produktu masas, oglekļa dioksīds un ūdens tvaiku, tad to masa būs vienāda ar parafīna un skābekļa masu, kas ir reaģējuši. Šajā gadījumā reakcijas produktus vienkārši nevar redzēt.
Laboratorijā masas nezūdamības likumu var pierādīt šādi. Kolbā jāievieto kāda viela, kas var reaģēt ar skābekli. Cieši noslēdz kolbu ar aizbāzni un nosver. Tālāk uzsildiet kolbu. Sildot, viela reaģēs ar gaisā esošo skābekli. Kad kolba ir atdzisusi, to vēlreiz nosver. Kolbas masa paliks nemainīga.
Atklāts masas nezūdamības likums M.V. Lomonosovs 1748. gadā. 1773. gadā franču ķīmiķis saņēma tādus pašus eksperimentālos rezultātus neatkarīgi no Lomonosova. Antuāns Lorāns Lavuazjē.
Aprēķini, izmantojot masas nezūdamības likumu
Izmantojot masas nezūdamības likumu, ir iespējams aprēķināt vai nu vienas no reakcijā iesaistītajām vielām, vai vienas iegūtās vielas masu, ja ir zināmas visu pārējo vielu masas.
Kad dzelzi sadedzina skābeklī, veidojas tā sauktā dzelzs skala. Kāda ir dzelzs oksīda masa, ja tas reaģē 5,6 g dzelzs un 3,2 g skābekļa?
No masas nezūdamības likuma izriet, ka kopējā dzelzs un skābekļa (reaģentu) masa ir vienāda ar dzelzs skalas (produkta) masu. Tāpēc dzelzs oksīda masa ir 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.
Apskatīsim citu piemēru. Ejot garām elektriskā strāva caur ūdeni ūdens sadalās vienkāršās vielās – ūdeņradī un skābeklī. Kāda ir skābekļa masa, ja no 12 g ūdens iegūst 1,3 g ūdeņraža?
Skaidrības labad mēs izveidosim notiekošā procesa diagrammu, apzīmēsim skābekļa masu kā X grami:
- Masas nezūdamības likums vielas atklāja krievu zinātnieks M.V. Lomonosovs
- Masas nezūdamības likuma paziņojums: ķīmiskajā reakcijā nonākušo vielu masa vienmēr ir vienāda ar reakcijas rezultātā iegūto vielu masu
Jebkuras ķīmiskās reakcijas produkti sastāv no tiem pašiem atomiem, kas veidoja sākotnējās vielas. Ķīmiskajās reakcijās atomi tiek saglabāti, kas nozīmē, ka jāsaglabā visu atomu masa. Šajā gadījumā jebkuras ķīmiskās reakcijas produktiem jābūt ar tādu pašu masu kā izejmateriāliem.
Pēc dažiem eksperimentiem var šķist, ka apgalvojums par vielu masu ir nepareizs. Piemēram, kalcinējot metāli pārvēršas trauslos zvīņos, kuru masa vienmēr ir lielāka par metālu masu pirms eksperimenta. Bet kāpēc? Varbūt pie metāla pieķeras kādas daļiņas no gaisa? M.V. Lomonosovs atrada atbildi uz šo jautājumu: viņš kalcinēja metālus slēgtos traukos. Metāls pārvērtās par skalu, un trauka ar skalu masa palika tāda pati kā trauka masa ar metālu. Izrādās, ka gaisa traukā esošā masa ir samazinājusies par tikpat, cik palielinājusies metāla masa.
Vielu masa, kas iestājās ķīmiskajā reakcijā, vienmēr ir vienāda ar izveidoto vielu masu.
Šo vienu no ķīmijas pamatlikumiem sauc par vielas masas saglabāšanas likumu. Šo likumu pirmo reizi formulēja M.V. Lomonosovs kā šis:
"Visas izmaiņas, kas notiek dabā, ir tāds esamības stāvoklis, ka, cik daudz no viena ķermeņa tiek atņemts, tik daudz tiks pievienots citam, tāpēc, ja kaut kur samazināsies dažas lietas, tas vairosies citā vietā. ”
No vielas masas nezūdamības likuma izriet, ka vielas nevar rasties no nekurienes un no nekā vai pārvērsties par neko. Pat ja mums šķiet, ka ķīmiskās reakcijas laikā tiek iegūts pārmērīgs vielas daudzums vai vielas masa pēc ķīmiskās reakcijas ir kļuvusi mazāka, tas nozīmē, ka mēs neesam ņēmuši vērā visas reakcijā iesaistītās vielas. vai iegūtās vielas.
Piemēram, koksnei degot, mums šķiet, ka vielas, no kurām tā veidojas, pazūd bez pēdām. Bet, rūpīgi izpētot reakciju, jūs varat redzēt, ka tas tā nav: koksnes sadegšanas laikā iztērēto vielu masa (koksne + skābeklis) ir vienāda ar ūdens, pelnu un oglekļa dioksīda masu, kas iegūta degšanas laikā. .
Izmantojot masas nezūdamības likumu, jūs varat aprēķināt vienas izreaģējušās vielas vai vienas iegūtās vielas masu, ja ir zināmas visu pārējo masas. Tātad, ja jums jāzina skābekļa masa, kas iegūta, sadaloties noteiktam dzīvsudraba oksīda daudzumam, tad mums nav jāsavāc skābeklis svēršanai. Pietiek, lai noteiktu reakcijā iesaistītā dzīvsudraba oksīda masu un dzīvsudraba masu, kas izdalījās reakcijas rezultātā. Saskaņā ar masas nezūdamības likumu dzīvsudraba un skābekļa masu summa ir vienāda ar sadalītā dzīvsudraba oksīda masu. Tāpēc no dzīvsudraba oksīda masas atņemot iegūto dzīvsudraba masu, iegūstam izdalītā skābekļa masu.
Piemēram, atrisināsim šādu uzdevumu: paņēmām 2,56 g dzīvsudraba oksīda, un pēc reakcijas ieguvām 1,95 g dzīvsudraba. Kāda ir skābekļa masa, kas veidojas reakcijas rezultātā?
Dzīvsudraba oksīds = dzīvsudrabs + skābeklis
2,56 = 1,95 + x
x \u003d 2,56–1,95
vietne, pilnībā vai daļēji kopējot materiālu, ir nepieciešama saite uz avotu.
Ķīmija ir zinātne par vielām, to uzbūvi, īpašībām un pārveidošanos ķīmisko reakciju rezultātā, kuru pamatā ir ķīmiskie likumi. Visa vispārējā ķīmija balstās uz 4 pamatlikumiem, no kuriem daudzus atklāja Krievijas zinātnieki. Bet šajā rakstā mēs pievērsīsimies vielu masas nezūdamības likumam, kas ir iekļauts ķīmijas pamatlikumos.
Sīkāk aplūkosim vielas masas nezūdamības likumu. Rakstā tiks aprakstīta likuma atklāšanas vēsture, tā būtība un sastāvdaļas.
Vielas masas nezūdamības likums (ķīmija): formulējums
Vielu masa, kas nonāk ķīmiskajā reakcijā, ir vienāda ar to vielu masu, kas veidojas tās rezultātā.
Bet atpakaļ uz vēsturi. Vairāk nekā pirms 20 gadsimtiem sengrieķu filozofs Demokrits ierosināja, ka visa matērija ir neredzamas daļiņas. Un tikai 17. gadsimtā angļu izcelsmes ķīmiķis izvirzīja teoriju: visa matērija ir veidota no mazākajām matērijas daļiņām. Boils eksperimentēja ar metālu, karsējot to uz uguns. Viņš nosvēra traukus pirms un pēc karsēšanas un pamanīja, ka svars pieaug. Dedzinot malku, bija pretējs efekts – pelni svēra mazāk nekā koksne.
Jauns stāsts
Vielu masas saglabāšanas likumu (ķīmiju) zinātniskajai apvienībai 1748. gadā piešķīra M.V. Lomonosovs, un 1756. gadā tas tika apstiprināts eksperimentāli. Krievu zinātnieks atnesa pierādījumus. Ja karsēsiet hermētiski noslēgtas kapsulas ar alvu un nosveriet kapsulas pirms karsēšanas un pēc tam pēc tam, tad vielas masas saglabāšanas likums (ķīmija) būs acīmredzams. Zinātnieka Lomonosova izteiktais formulējums ir ļoti līdzīgs mūsdienu. Krievu dabaszinātnieks sniedza nenoliedzamu ieguldījumu atomu un molekulārās zinātnes attīstībā. Viņš apvienoja vielu masas nezūdamības likumu (ķīmiju) ar enerģijas nezūdamības likumu. Pašreizējā mācība ir apstiprinājusi šos uzskatus. Un tikai trīsdesmit gadus vēlāk, 1789. gadā, franču dabaszinātnieks Lavuazjē apstiprināja Lomonosova teoriju. Bet tas bija tikai minējums. Tas kļuva par likumu divdesmitajā gadsimtā (sākumā), pēc vācu zinātnieka G. Landolta 10 gadu ilgas izpētes.
Eksperimentāli piemēri
Apsveriet eksperimentus, kas var apstiprināt vielu masas nezūdamības likumu (ķīmiju). Piemēri:
- Traukā ievietojam sarkano fosforu, cieši pārklājam ar korķi un nosveram. Karsējam uz lēnas uguns. Balto dūmu (fosfora oksīda) veidošanās liecina, ka ir notikusi ķīmiska reakcija. Mēs vēlreiz nosveram un pārliecināmies, ka trauka svars ar iegūto vielu nav mainījies. Reakcijas vienādojums: 4P + 3O2 \u003d 2P2O3.
- Ņemam divus Landolta kuģus. Vienā no tiem uzmanīgi, lai nesajauktos, ielej svina nitrāta un kālija jodīda reaģentus. Mēs ievietojam dzelzs hlorīdu citā traukā. Kuģi cieši noslēgti. Svariem jābūt līdzsvarotiem. Sajauc katra trauka saturu. Vienā veidojas dzeltenas nogulsnes - tas ir svina jodīds, otrā tiek iegūts tumši sarkans dzelzs tiocianāts. Veidojot jaunas vielas, svari saglabāja līdzsvaru.
- Aizdedziet sveci un ielieciet to traukā. Mēs hermētiski aizveram šo konteineru. Novediet svarus līdzsvarā. Kad traukā beigsies gaiss, svece nodzisīs, reakcija beigsies. Svari būs līdzsvaroti, tāpēc reaģentu svars un izveidoto vielu svars ir vienādi.
- Veiksim vēl vienu eksperimentu un kā piemēru aplūkosim vielu masas nezūdamības likumu (ķīmiju). Kalcija hlorīda formula ir CaCl2, un sulfātskābe ir H2SO4. Kad šīs vielas mijiedarbojas, tās veidojas baltas nogulsnes- kalcija sulfāts (CaSO4) un sālsskābe (HCl). Eksperimentam mums nepieciešami svari un Landolta trauks. Ļoti uzmanīgi ielejiet traukā kalcija hlorīdu un sulfātu, tos nesajaucot, cieši aizveriet korķi. Nosveram uz svariem. Pēc tam sajaucam reaģentus un novērojam, ka izgulsnējas baltas nogulsnes (kalcija sulfāts). Tas norāda, ka ir notikusi ķīmiska reakcija. Mēs vēlreiz nosveram trauku. Svars palika tāds pats. Šīs reakcijas vienādojums izskatīsies šādi: CaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl.
Galvenā
Ķīmiskās reakcijas galvenais mērķis ir iznīcināt dažās vielās esošās molekulas un pēc tam veidot jaunas vielas molekulas. Šajā gadījumā katras vielas atomu skaits pirms un pēc mijiedarbības paliek nemainīgs. Veidojot jaunas vielas, izdalās enerģija, un, kad tās sabrūk līdz ar tās uzsūkšanos, tad notiek enerģētiskais efekts, kas izpaužas kā siltuma uzsūkšanās jeb izdalīšanās. Ķīmiskās reakcijas laikā izejvielu molekulas - reaģenti - sadalās atomos, no kuriem pēc tam tiek iegūti ķīmiskās reakcijas produkti. Paši atomi paliek nemainīgi.
Reakcija var ilgt gadsimtiem, vai arī tā var notikt ātri. Ražojot ķīmiskos produktus, ir jāzina konkrētas ķīmiskās reakcijas ātrums, līdz ar temperatūras absorbciju vai izdalīšanos, tā pāriet, kāds spiediens ir nepieciešams, reaģentu un katalizatoru daudzums. Katalizatori ir neliela viela, kas nepiedalās ķīmiskā reakcijā, bet būtiski ietekmē tās ātrumu.
Kā uzrakstīt ķīmiskos vienādojumus
Zinot vielu masas nezūdamības likumu (ķīmiju), jūs varat saprast, kā pareizi sastādīt ķīmiskos vienādojumus.
- Ir jāzina to reaģentu formulas, kas nonāk ķīmiskajā reakcijā, un no tās izrietošo produktu formulas.
- Kreisajā pusē ir uzrakstītas reaģentu formulas, starp kurām ir “+” zīme, bet labajā pusē ir iegūto produktu formulas ar “+” zīmi starp tām. Starp reaģentu formulām un iegūtajiem produktiem ievieto zīmi “=” vai bultiņu.
- Visu reaģentu komponentu atomu skaitam jābūt vienādam ar produktu atomu skaitu. Tāpēc tiek aprēķināti koeficienti, kas ir novietoti formulu priekšā.
- Formulas ir aizliegts pārvietot no vienādojuma kreisās puses uz labo vai apmainīt.
Likuma nozīme
Vielu masas nezūdamības likums (ķīmija) ļāva interesantam priekšmetam attīstīties kā zinātnei. Noskaidrosim, kāpēc.
- Vielu masas nezūdamības likuma lielā nozīme ķīmijā ir tāda, ka uz tā pamata tiek veikti ķīmiskie aprēķini rūpniecībai. Pieņemsim, ka jums jāiegūst 9 kg vara sulfīda. Mēs zinām, ka vara un sēra reakcija notiek masas attiecībās 2:1. Saskaņā ar šo likumu vara ar masu 1 kg un sēra ar masu 2 kg ķīmiskajā reakcijā tiek iegūts vara sulfīds ar masu 3 kg. Tā kā mums ir jāiegūst vara sulfīds, kas sver 9 kg, tas ir, 3 reizes vairāk, tad būs nepieciešams 3 reizes vairāk reaģentu. Tas ir 6 kg vara un 3 kg sēra.
- Spēja uzrakstīt pareizus ķīmiskos vienādojumus.
Secinājums
Pēc šī raksta izlasīšanas nevajadzētu palikt jautājumiem par šī tā atklāšanas vēstures likuma būtību, kurā, starp citu, mūsu slavenais tautietis zinātnieks M.V. Lomonosovs. Kas vēlreiz apliecina, cik liels ir pašmāju zinātnes spēks. Tāpat kļuva skaidra šī likuma atklāšanas nozīme un jēga. Un tiem, kas nesaprata, skolā, pēc raksta izlasīšanas, vajadzētu uzzināt vai atcerēties, kā to izdarīt.
Vielu masas nezūdamības likums ir viens no svarīgākajiem ķīmijas likumiem. To atklāja M. V. Lomonosovs, vēlāk eksperimentāli apstiprināja A. Lavuazjē. Kāda tad ir šī likuma būtība?
Vēsture
Vielu masas saglabāšanas likumu pirmo reizi formulēja M. V. Lomonosovs 1748. gadā un eksperimentāli apstiprināja to 1756. gadā, izmantojot piemēru par metālu apdedzināšanu noslēgtos traukos. Lomonosovs vielu masas nezūdamības likumu saistīja ar enerģijas (impulsa) nezūdamības likumu. Viņš uzskatīja šos likumus vienotībā par universālu dabas likumu.
Rīsi. 1. M. V. Lomonosovs.
Bet jau pirms Lomonosova, vairāk nekā pirms 20 gadsimtiem, sengrieķu zinātnieks Demokrits pieņēma, ka viss dzīvais un nedzīvais sastāv no neredzamām daļiņām. vēlāk 17. gadsimtā šos minējumus apstiprināja R. Boils. Viņš veica eksperimentus ar metālu un koku un atklāja, ka metāla svars pēc karsēšanas palielinājās, bet pelnu svars salīdzinājumā ar koksni samazinājās.
Neatkarīgi no M. V. Lomonosova vielas masas nezūdamības likumu 1789. gadā izveidoja franču ķīmiķis A. Lavuazjē, kurš parādīja, ka ķīmiskajās reakcijās saglabājas ne tikai kopējā vielu masa, bet arī katras vielas masa. elementi, kas veido mijiedarbībā esošās vielas.
Lomonosova un Lavuazjē uzskati apstiprinājās mūsdienu zinātne. 1905. gadā A. Einšteins parādīja, ka pastāv sakarība starp ķermeņa masu (m) un tā enerģiju (E), kas izteikta ar vienādojumu:
kur c ir gaismas ātrums vakuumā.
Rīsi. 2. Alberts Einšteins.
Tādējādi masas nezūdamības likums nodrošina materiālu pamatu ķīmisko reakciju vienādojumu sastādīšanai.
Vielas masas nezūdamības likuma būtība
Vielas masas nezūdamības likums ir šāds: ķīmiskajā reakcijā nonākušo vielu masa ir vienāda ar reakcijas rezultātā radušos vielu masu.
Rīsi. 3. Vielas masas nezūdamības likums.
Rakstot ķīmisko reakciju vienādojumus, ir jāuzrauga šī likuma ievērošana. Reakciju kreisajā un labajā daļā elementu atomu skaitam jābūt vienādam, jo ķīmiskajās pārvērtībās notiekošās atomu daļiņas ir nedalāmas un nekur nepazūd, bet tikai pāriet no vienas vielas uz otru. Ķīmiskās reakcijas būtība ir dažu saišu pārraušana un citu saišu veidošanās. Tā kā šie procesi ir saistīti ar enerģijas patēriņu un ražošanu, reakcijās var likt vienādības zīmi, ja ņem vērā enerģijas faktorus, reakcijas apstākļus un vielu agregātus.
Ļoti bieži vienlīdzības zīme, īpaši neorganiskās reakcijās, tiek likta, neņemot vērā nepieciešamos faktorus, radot vienkāršotu apzīmējumu. Izlīdzinot koeficientus, vispirms izlīdzina metāla atomu skaitu, tad nemetālu, tad ūdeņradi un beigās pārbauda, vai nav skābekļa.
Ko mēs esam iemācījušies?
Vielas masas nezūdamības likumu apgūst 8. ķīmijas skolā, jo tā būtības izpratne ir nepieciešama pareizai reakciju vienādojumu sastādīšanai. To, ka jebkura matērija uz zemes sastāv no neredzamām daļiņām, ierosināja sengrieķu zinātnieks Demokrits, un viņa mūsdienīgākie sekotāji Lomonosovs, Lavuazjē, Einšteins to pierādīja eksperimentāli.
ĶĪMIJA
Vadlīnijas par praktiskā apmācība
un priekš pašmācība studenti no visiem
pilna laika un nepilna laika izglītības specialitātes
Atoma struktūra un ķīmiskā saite
izglītības un metodiskā vadība
Valsts augstākās profesionālās izglītības iestāde "Baltkrievijas-Krievijas Universitāte"
Apstiprināts ar Metāla tehnoloģiju katedras "" 2011. gada maija protokols Nr.
Sastādījis: Cand. chem. Zinātnes, asociētā profesore I. M. Lužanskaja
cand. biol. Zinātnes, māksla. skolotāja I. A. Lisovaja
Recenzents Art. skolotājs V.F. Peisijs
Metodiskajās vadlīnijās aplūkotas mūsdienu idejas par atoma uzbūvi, elementu periodiskās sistēmas uzbūvi un sniegts skaidrojums par ķīmisko elementu īpašībām atkarībā no to atrašanās vietas periodiskajā sistēmā. Tiek parādīti galvenie veidi ķīmiskā saite un to veidošanās mehānismi. Sastādīšanas piemēri elektroniskās konfigurācijas izglītības atomi un shēmas ķīmiskie savienojumi e.
Atbildīgs par D. I. Jakuboviča atbrīvošanu
Tehniskā redaktore A. T. Červinska
Datora izkārtojums N. P. Polevnichaya
Parakstīts drukāšanai. Formāts 60x84/16. Ofseta papīrs. Austiņu laiki.
Sietspiede. Nosacījumi - druka. l. . Uch.-red. l. . Tirāža 180 eks. Pasūtījuma Nr.
Izdevējs un poligrāfijas izpilde
valsts aģentūra augstāks profesionālā izglītība
"Baltkrievijas-Krievijas universitāte"
LI Nr.02330/375 2004.gada 29.jūnijā
212000, Mogiļeva, Mira Ave., 43
© GU VPO "Baltkrievijas-krievu valoda
Universitāte", 2011
1 Ķīmijas pamatjēdzieni
Ķīmija- viena no svarīgākajām un plašākajām dabaszinātņu jomām, zinātne par vielām, to īpašībām, struktūru un ķīmisko reakciju rezultātā notiekošajām pārvērtībām, kā arī fundamentālajiem likumiem, kuriem šīs pārvērtības ir pakļautas.
Viela - matērijas veids, kam ir miera masa. Sastāv no elementārdaļiņas: elektroni, protoni, neitroni, mezoni utt. Ķīmija galvenokārt pēta vielas, kas sakārtotas atomos, molekulās, jonos un radikāļos. Šādas vielas parasti iedala vienkāršās un sarežģītās (ķīmiskos savienojumos).
1.1 Vienkāršas un sarežģītas vielas. Allotropija
Vienkāršas vielas sastāv no viena atomiem ķīmiskais elements un tāpēc ir tā pastāvēšanas forma brīvā stāvoklī, piemēram, sērs, dzelzs, ozons, dimants, slāpeklis.
Sarežģītas vielas ko veido dažādi elementi, un tiem var būt nemainīgs sastāvs (stehiometriski savienojumi vai daltonīdi) vai mainīgs noteiktās robežās (nestehiometriski savienojumi vai bertolīdi).
Ķīmiskais elements- atomu kopums ar vienādu kodollādiņu, protonu skaits, kas sakrīt ar sērijas numurs iekšā Periodiskā sistēma Mendeļejeva elementi. Katram ķīmiskajam elementam ir savs nosaukums un simbols.
Atoms - mazākā ķīmiski nedalāmā ķīmiskā elementa daļa, kas ir tā īpašību nesēja.
koncepcija vienkārša lieta nevar identificēt ar ķīmiskais elements . Ķīmiskā elementa īpašības attiecas uz tā atsevišķiem atomiem. Īpašības vienkārša viela: Blīvums, šķīdība, kušanas un viršanas temperatūra attiecas uz atomu kopumu. Viens un tas pats ķīmiskais elements var pastāvēt divu vai vairāku vienkāršu vielu veidā, kas atšķiras pēc struktūras un īpašībām. Šo fenomenu sauc allotropija , un veidojošās vielas - alotropās modifikācijas vai alotropās formas.
Ķīmiskais elements skābeklis veido divas alotropās modifikācijas: skābekli un ozonu, elements ogleklis veido četras alotropās modifikācijas: dimants, grafīts, karabīns, fullerēns.
Allotropijas fenomenu izraisa divi iemesli: atšķirīgs numurs atomi molekulā (piemēram, skābeklis Apmēram 2 un ozons Apmēram 3) vai dažādu kristālisku formu veidošanās (piemēram, ogleklis veido alotropas modifikācijas, piemēram, dimants, grafīts, karabīns, fullerēns).
Dimanta struktūrā katrs oglekļa atoms atrodas tetraedra centrā, kura virsotnes ir četri tuvākie atomi.
Grafīta kristāliskajā struktūrā oglekļa atomi veido sešstūra gredzenus, kas savukārt veido spēcīgu un stabilu režģi, līdzīgu šūnveida šūnām. Režģi ir izvietoti viens virs otra slāņos, kas ir brīvi savienoti viens ar otru.
Karabīna molekulā oglekļa atomi ir savienoti ķēdēs vai nu ar trīskāršām un vienkāršām saitēm, vai ar dubultsaitēm.
Fullerēnā plakans sešstūru režģis ir salocīts un sašūts slēgtā sfērā. Oglekļa atomi, kas veido sfēru, ir cieši saistīti viens ar otru.
Sarežģītas vielas sastāv nevis no vienkāršām vielām, bet gan no ķīmiskiem elementiem. Tātad ūdeņradis un skābeklis, kas ir daļa no ūdens, ūdenī atrodas nevis gāzveida ūdeņraža un skābekļa veidā ar tiem raksturīgajām īpašībām, bet gan formā. elementi ūdeņradis un skābeklis.
Vielas iedala molekulārās un nemolekulārās vielās. molekulārā struktūra.
Molekulārās vielas ir vielas, kuru pamatstruktūrvienība ir molekula.
Vielas ar nemolekulāru struktūru ir vielas, kuru galvenās struktūrvienības ir atomi vai joni.
Formulas vienību izmanto, lai parādītu vielas kvalitatīvo un kvantitatīvo sastāvu.
formulas vienība(FE) ir reāla vai nosacīta daļiņa, ko apzīmē ar ķīmisko formulu.
Ķīmiskā formula ir nosacīts vielas sastāva ieraksts, izmantojot ķīmiskos simbolus un rādītājus.
Molekulārās struktūras vielas formulas vienība ir molekula.
Molekula- elektriski neitrāla vielas daļiņa, kas ir ierobežota skaita atomu slēgta kopa, kas savstarpēji savienota ar spēkiem kovalentā saite un veidojot noteiktu struktūru.
Vienkāršas nemolekulas struktūras vielas formulas vienība ir atoms. Piemēram, silīcija formulas vienība ir Si atoms.
Sarežģītas nemolekulas struktūras vielas formulas vienība ir "nosacījuma molekula". Piemēram, silīcija oksīda formulas vienība ir nosacīta daļiņa, kas sastāv no viena silīcija atoma (Si) un diviem skābekļa atomiem (O). Tas ir nosacīts, jo silīcija (IV) oksīda kristālā nav atsevišķu SiO 2 molekulu, tas sastāv no daudziem silīcija un skābekļa atomiem. Bet visu kristālu var nosacīti sadalīt grupās, no kurām katrā būs viens Si atoms un divi O atomi.Tādējādi silīcija oksīda (IV) formulas vienība ir nosacīta, neesoša daļiņa - SiO 2.
Ja viela ar nemolekulāru struktūru veido jonu kristālisko režģi, piemēram, nātrija hlorīds. Tās formulas vienība būs nosacīta daļiņa, kas sastāv no viena Na + jona un viena Cl - jona. Tas ir nosacīts, jo nātrija hlorīda kristālā nav NaCl molekulu, jo tas sastāv no joniem. Bet visu šo kristālu var sadalīt jonu grupās, no kurām katra saturēs vienu Na + jonu un vienu Cl - jonu. Tāpēc nātrija hlorīda formulas vienība ir nosacīta daļiņa, kas sastāv no diviem joniem - NaCl.
1.2 Relatīvā atomu masa
Mūsdienu metodes pētījumi ļauj ar lielu precizitāti noteikt ārkārtīgi mazas atomu masas. Piemēram, ūdeņraža atoma masa ir 1,674 × 10 -27 kg, ogleklis - 1,993 × 10 -26 kg.
Ķīmijā tradicionāli tiek izmantotas neabsolūtās vērtības atomu masas, bet relatīvs. Tos sauc par relatīviem, jo tos aprēķina attiecībā pret standarta masu. Šobrīd par standartu ir izvēlēta 1/12 no oglekļa izotopa 12 C atoma absolūtās masas. - atomu masas vienība(saīsināti a.u.m.).
a.u.m. \u003d m a (12 C) / 12 \u003d 19,9272 10 -27 kg / 12 \u003d 1,66 10 -27 kg \u003d 1,66 10 -24 g
Relatīvā atomu masa ir bezizmēra lielums, kas vienāds ar dotā atoma absolūtās masas attiecību pret 1/12 no oglekļa izotopa masas 12 C.
Ķīmiskie elementi dabā ir izotopu maisījums ar dažādām masas daļām. Pamatojoties uz to, ķīmiskā elementa atoma absolūtā masa nozīmē vidējo vērtību.
Elementa atoma vidējā absolūtā masa ir elementa atoma masa, kas izteikta kg, kas aprēķināta, ņemot vērā tā izotopu sastāvu.
Elementa relatīvā atommasa(vai vienkārši atommasa) ir bezizmēra lielums, kas vienāds ar elementa atoma vidējās absolūtās masas attiecību pret 1/12 no 12 C izotopa masas.
Elementu atomu masas apzīmē A r, kur indekss r- sākuma burts angļu vārds radinieks - radinieks. Ieraksta A r (H), A r (O), A r (C ) ir attiecīgi ūdeņraža relatīvā atommasa, skābekļa relatīvā atommasa un oglekļa relatīvā atommasa.
1.3 Relatīvā molekulmasa
Vielas relatīvā molekulmasa (Mr) sauc par vērtību, kas vienāda ar vielas molekulas masas attiecību pret 1/12 no oglekļa atoma masas 12 C.
Molekulmasa skaitliski ir vienāda ar visu to atomu relatīvo atomu masu summu, kas veido vielas molekulu.
Relatīvais molekulmass parāda, cik reizes konkrētās vielas molekulas masa ir lielāka par 1/12 no atoma masas 12 NO. Tātad skābekļa molekulmasa M r (O 2 ) ir 32. Tas nozīmē, ka skābekļa molekulas masa ir 32 reizes lielāka par 1/12 no atoma masas 12 C .
Jēdzienu "relatīvā molekulmasa" nevar attiecināt uz sarežģītām vielām, kuru struktūra nav molekulāra. Tā kā šādu vielu struktūrvienības ir nevis molekulas, bet gan nosacītas formulas vienības, tad uz tām attiecas termins “relatīvā formulas masa” (Mfr).
Relatīvais formulas svars- vērtība, kas vienāda ar vienas vielas formulas vienības masas attiecību pret 1/12 no 12C izotopa masas.
1.4 Moth. Molārā masa
IN ķīmiskie procesi iesaistītas mazākās daļiņas - molekulas, atomi, joni, elektroni. Šādu daļiņu skaits pat nelielā vielas daļā ir ļoti liels. Tāpēc, lai izvairītos no matemātiskās operācijas no lieli cipari, lai raksturotu ķīmiskajā reakcijā iesaistītās vielas daudzumu, tiek izmantota īpaša vienība - mols.
kurmis- vielas daudzums, kas satur tik daudz atomu, molekulu, jonu, elektronu vai citu struktūrvienību, cik atomu ir 0,012 kg oglekļa 12 C.
Atomu skaitu 0,012 kg oglekļa jeb 1 molā sauc par Avogadro skaitli (NA) un ir 6,02 10 23.
Pamatojoties uz to, var teikt, ka kurmis- tas ir vielas daudzums, kas satur 6,02 × 10 23 struktūrvienības (molekulas, atomi, joni, elektroni utt.)
Pielietojot mola jēdzienu, katrā konkrētajā gadījumā nepieciešams precizēt, kuras tieši struktūrvienības ir domātas. Piemēram, mols H atomu, mols H 2 molekulas, mols H jonu + .
Vielas viena mola masu sauc vielas molārā masa (M) .
Vielas masa (m) ir skaitliski vienāda ar tās daudzuma (n) reizinājumu ar molāro masu: 
Tā kā viens mols jebkuras vielas satur vienādu skaitu struktūrvienību, vielas molārā masa ir proporcionāla attiecīgās struktūrvienības masai, t.i., relatīvajai molekulmasai (M r):
K = 1, jo ogleklim M r = 12 a.m.u. un molārā masa ir 12 (saskaņā ar mola jēdziena definīciju), tāpēc skaitliskās vērtības
M (g / mol) \u003d M r.
No tā izriet, ka vielas molārajai masai, kas izteikta gramos, ir tāda pati skaitliskā vērtība kā tās relatīvajai molekulmasai.
1.5 Līdzvērtīgs. Ekvivalences koeficients. Molmasas ekvivalents
Ekvivalents (E)- reāla vai nosacīta vielas daļiņa, kas var aizstāt, pievienot vai jebkādā citā veidā būt līdzvērtīga (tas ir, ekvivalenta) vienam ūdeņraža atomam vai jonam apmaiņas reakcijās vai vienam elektronam redoksreakcijās.
Vielas daļiņa, ko sauc par ekvivalentu, var būt vienāda ar vai veselu skaitu reižu mazāka par formulas vienību, kas atbilst dotajai vielai.
Un tāpat kā molekulu, atomu vai jonu sastāvs, arī ekvivalenta sastāvs tiek izteikts, izmantojot ķīmiskās zīmes un formulas.
Lai noteiktu vielas ekvivalenta sastāvu un pareizi uzrakstītu ķīmiskā formula, ir jāvadās no konkrētās reakcijas, kurā šī viela piedalās.
Ir doti vairāki ekvivalentās formulas definēšanas piemēri.
Apmaiņas reakcijā
KOH + HCl \u003d KCl + H2O; (viens)
K + + OH - + H + + Cl - \u003d K + + Cl - + H2O;
H + + OH - \u003d H 2 O
viens hidroksiljons reaģē ar vienu ūdeņraža jonu.
Saskaņā ar ekvivalenta definīciju E (OH -) \u003d OH - un kālija hidroksīda ekvivalents būs attiecīgi vienāds ar formulas vienību KOH:
E (KOH) \u003d CON.
Apmaiņas reakcijā
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O (2)
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - \u003d 2H 2 O
viens ūdeņraža jons ir vienāds ar 1/2 jonu, viens OH - jons un viens Cl - jons.
Tāpēc E (Cl -) \u003d Cl -; E (Ca 2+) \u003d 1/2Ca 2+; E (OH -) \u003d OH -.
Tajā pašā laikā saskaņā ar molekulāro vienādojumu divas molekulas mijiedarbojas ar vienu kalcija hidroksīda molekulu sālsskābes, tas ir, divi ūdeņraža joni. Tāpēc mijiedarbībai ar 1/2 Ca (OH) 2 būs nepieciešams viens ūdeņraža jons. Tad pēc definīcijas kalcija hidroksīda ekvivalents ir daļiņa, kas vienāda ar formulas vienību, tas ir, ½ Ca (OH) 2. .
Cinka katjonu reducēšanas reakcijā
Zn 2+ + 2e = Zn 0 (3)
divi elektroni mijiedarbojas ar vienu cinka jonu, tāpēc viens elektrons ir ekvivalents 1/2 Zn 2+ jonam un E (Zn 2+) \u003d 1/2 Zn 2+.
Reakcijā
Fe 3+ + e \u003d Fe 2+ (4)
Fe 3+ jons reaģē ar vienu elektronu un attiecīgi
Reakcijā
Fe 3+ + 3e \u003d Fe 0 (5)
un viņš Fe piesaista trīs elektronus, tāpēc E (Fe 3+) = 1/3Fe 3+.
Tiek izsaukts skaitlis, kas parāda, kura vielas formulas vienības daļa atbilst ekvivalentam ekvivalences koeficients(f e).
Pēc reakcijas (1): f e (OH) \u003d 1; f e (KOH) = 1.
Pēc reakcijas (2): f e (OH) \u003d 1; f e ((Ca 2+) = 1/2; f e (Ca (OH) 2) = 1/2.
Saskaņā ar reakciju (3) f e (Zn 2+) = 1/2.
Saskaņā ar reakciju (4) f e (Fe) = 1.
Pēc reakcijas (5) f e (Fe) = 1/3.
Tādējādi, apvienojot vielas ekvivalences koeficientu un formulas vienību, jebkuras daļiņas ekvivalentam ir iespējams sastādīt formulu, kur ekvivalences koeficients tiek ierakstīts kā koeficients daļiņas formulas priekšā:
f e (vielas formulas vienība) = ekvivalents.
Jāpatur prātā, ka vienas un tās pašas vielas ekvivalents mainās atkarībā no tā, kurā reakcijā tā nonāk. Elementa ekvivalents var atšķirties arī atkarībā no savienojuma veida, kurā tas ir iekļauts.
Ķīmisko elementu ekvivalences koeficients.
kur B ir elementa valence dotajā savienojumā.
Piemēram, H 2 S - f e (S) \u003d 1/2, E (S) \u003d 1/2; NH - f e (N) \u003d 1/3,
E(N) = 1/3N; AlCl - f e (Al) \u003d 1/3, E (Al) \u003d 1/3Al, f e (Cl) \u003d 1, E (Cl) \u003d Cl.
Skābes ekvivalences koeficients ir atkarīgs no tā bāziskuma, ko nosaka ūdeņraža jonu skaits, kas reakcijā tiek aizstāti ar metāla atomiem (n(H +)):
Ja skābe ir daudzbāziska, tad f e var ņemt dažādas nozīmes. Piemēram, reakcijā
H 2 SO 4 + KOH \u003d KHSO 4 + H 2 O (6)
Sērskābe apmaina vienu ūdeņraža atomu pret metālu, f e (H 2 SO 4) \u003d 1 , E (H 2 SO 4) \u003d H 2 SO 4 .
Reakcijā
H 2 SO 4 + 2 KOH \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O (7)
sērskābe apmaina divus ūdeņraža atomus pret metālu, tas ir, tā uzvedas kā divbāziska skābe, tāpēc fe (H 2 SO 4) \u003d 1/2, E (H 2 SO 4) \u003d 1/2 H 2 SO 4 .
Bāzes ekvivalences koeficients ir atkarīgs no bāzes skābuma, ko nosaka hidroksilgrupu skaits, kas reakcijā mainās pret skābes atlikumu (n (OH -):
Poliskābju bāzēm f e ir mainīga vērtība un ir atkarīga no reakcijas apstākļiem. Piemēram, reakcijā
Al(OH)3 + 2HCl = Al(OH)2Cl + 2H2O (8)
alumīnija hidroksīds apmaina vienu hidroksilgrupu pret skābu atlikumu, tāpēc f e (Al (OH) 3) \u003d 1, E (Al (OH) 3) \u003d Al (OH) 3 .
Reakcijā
Al(OH)3 + 2HCl = Al(OH)Cl2 + 2H2O (9)
alumīnija hidroksīds apmaina divas hidroksilgrupas pret skābu atlikumu, tāpēc fe (Al (OH) 3) \u003d 1/2, E (Al (OH) 3) \u003d 1/2Al (OH) 3 .
Reakcijā
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O (10)
alumīnija hidroksīds apmaina trīs hidroksilgrupas pret skābu atlikumu, tāpēc f e (Al (OH) 3) \u003d 1/3, E (Al (OH) 3) \u003d 1/3Al (OH) 3 .
Vidējais sāls ekvivalences faktors tiek noteikts pēc formulas
kur B ir metāla valence,
n ir metāla atomu skaits.
Piemēram, f e (Na 2 SO 4) \u003d 1 / (1 2) \u003d 1/2; f e (Fe 2 SO 4) 3) \u003d 1 / (2 3) \u003d 1/6.
Skābo un bāzisko sāļu ekvivalences koeficients tiek noteikts, pamatojoties uz reakcijas vienādojumu, ņemot vērā faktu, ka vielas mijiedarbojas viena ar otru līdzvērtīgos daudzumos.
B reakcijas
NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (11)
viena nātrija hidrogēnsulfāta molekula mijiedarbojas ar vienu NaOH ekvivalentu, tāpēc f e (NaHSO 4) \u003d 1, E (NaHSO 4) \u003d NaHSO 4.
Reakcijā
NaHSO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 + NaCl + HCl (12)
viena nātrija hidrogēnsulfāta molekula mijiedarbojas ar diviem bārija hlorīda ekvivalentiem, tk. f e (ВаCl 2) \u003d 1/2 un E (BaCl 2) \u003d 1/2BaCl 2, tāpēc f e (NaHSO 4 ) arī vienāds ar 1/2 un E (NaHSO 4) = 1/2NaHSO 4 .
Reakcijā
Al(OH)Cl 2 + HCl \u003d AlCl 3 + H 2 O (13)
viena hidroksoalumīnija dihlorīda molekula mijiedarbojas ar vienu HCl ekvivalentu, tāpēc fe (Al (OH) Cl 2) \u003d 1, E (Al (OH) Cl 2) \u003d Al (OH) Cl 2.
Reakcijā
Al(OH)Cl2 + 2NaOH= Al(OH)3 + 2NaCl (14)
viena hidroksoalumīnija dihlorīda molekula mijiedarbojas ar diviem NaOH ekvivalentiem (f e (NaOH) \u003d 1), tāpēc f e (AlOHCl 2) \u003d 1/2, E (AlOHCl 2) \u003d 1/2 AlOHCl 2.
Reakcijā
Al(OH)Cl 2 + Na 3 PO 4 = AlPO 4 + 2NaCl = Na(OH) (15)
viena hidroksoalumīnija dihlorīda molekula mijiedarbojas ar trim ekvivalentiem Na 3 PO 4 (fe (Na 3 PO 4) \u003d 1/3), tāpēc fe (AlOHCl 2) \u003d 1/3, E (AlOHCl 2) \u003d 1/ 3AlOHCl 2.
Pamatīpašību oksīdu ekvivalences koeficients, nosaka pēc formulas
kur B ir metāla valence,
n ir metāla atomu skaits oksīdā.
Piemēram: CaO f e (CaO) = 1/2, E (CaO) = 1/2 CaO;
Na2Ofe (Na2O) = 1/2, E (Na2O) = 1/2Na2O;
Al 2 O 3 f e (Al 2 O 3) = 1/6, E (Al 2 O 3) = 1/6 Al 2 O 3.
Oksīdu ekvivalences koeficients, piemīt skābas īpašības, nosaka no reakcijas vienādojuma.
Reakcijā
SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O (16) viena sēra oksīda (VI) molekula mijiedarbojas ar diviem ekvivalentiem nātrija hidroksīda (f e (NaOH) \u003d 1 ) , tāpēc f e (SO 3) \u003d 1/2, E (SO 3) \u003d 1/2SO 3.
Reakcijā
Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O (17)
viena alumīnija oksīda molekula mijiedarbojas ar diviem ekvivalentiem nātrija hidroksīda, tāpēc f e (Al 2 O 3) ir 1/2, E (Al 2 O 3) = 1/2 Al 2 O 3 .
Tādējādi, pamatojoties uz visiem iepriekš minētajiem piemēriem, mēs varam secināt, ka jebkuras vielas ekvivalences koeficients vienāds ar vienu dalīts ar izveidoto vai pārkārtoto saišu skaitu.
Ekvivalentam ir derīgi visi jēdzieni, kas raksturo vielas struktūrvienības, tostarp vielas daudzums un vielas molārā masa.
Vielas ekvivalentu daudzumu mēra molos.
Molu ekvivalenti- tas ir vielas daudzums, kas savienojas ar 1 molu ūdeņraža atomu vai 1/2 molu skābekļa atomu vai aizstāj tādu pašu ūdeņraža daudzumu to savienojumos. Piemēram, savienojumos HCl, H 2 S, NH 3, CH 4 molekvivalenti hlora, sēra, slāpekļa, oglekļa ir vienāds ar 1 mol Cl, attiecīgi , 1/2 mol S, 1/3 mol N , 1/4 mola oglekļa.
Molmasas ekvivalents(M e) ir viena ekvivalentu mola masa.
Lai atrastu ķīmiskā elementa ekvivalentu molāro masu, jums jāreizina dotā elementa molārā masa ar ekvivalences koeficientu:
Piemēram, savienojumos:
HCl M e (Cl) \u003d f e (Cl) M (Cl) \u003d 1 35,5 g / mol;
NH 3 M e (N) \u003d f e (N) M (N) \u003d 1/3 14 \u003d 4,67 g / mol;
H 2 S M e (S) \u003d f e S) Ms \u003d 1/2 32 \u003d 16 g / mol;
CH 4 M e (C) \u003d f e Mc \u003d 1/4 12 \u003d 3 g / mol.
Skābēm, bāzēm, starpproduktu sāļiem un oksīdiem, kuriem ir bāziskas īpašības, molmasas ekvivalentus var aprēķināt kā jonu vai elementu, kas veido šo savienojumu, molmasas ekvivalentu summu, ja mēs runājam par oksīdiem.
Piemēram, reakcijā (6) Me (H 2 SO 4) ir vienāds ar:
M e (H +) + M e (HSO 4 -) \u003d f e (H +) M (H +) + f e (HSO 4 -) M (HSO 4 -) = 98 g / mol.
Reakcijā (7) Me (H 2 SO 4) ir vienāds ar:
M e (H +) + M e (SO 4 2–) \u003d f e (H +) M (H +) + f e (SO 4 2–) M (SO 4 2–) = 49 g / mol
Reakcijā (8) M e (Al (OH) 3 ) ir vienāds ar:
M e (Al (OH) 2 +) + M e (OH -) \u003d f e (Al (OH) 2 +) M (Al (OH) 2 +) + f e (OH -) M e (OH -) = 78 g/mol
Reakcijā (9) M e (Al (OH) 3) ir vienāds ar:
M e (AlOH 2+) + M e (OH -) \u003d f e (Al (OH) 2+) M (AlOH 2+) + f e (OH -) M e (OH -) \u003d 39 g / mol
Reakcijā (10) M e (Al (OH) 3) ir vienāds ar:
M e (Al 3+) + M e (OH -) \u003d f e (Al 3+) M (Al) + f e (OH -) M (OH -) \u003d 26 g / mol
M e (Al 2 (SO 4) 3) \u003d f e (Al 3+) M (Al) + f e (SO 4 2-) M (SO 4 2-) \u003d 57 g / mol
Ķīmijas pamatlikumi
Ķīmijas nozari, kas ņem vērā masu un tilpuma attiecības starp reaģentiem, sauc par stehiometriju. Stehiometrijas likumi veido stehiometrijas pamatu: vielu masas saglabāšana, sastāva noturība, ekvivalenti, daudzkārtējas attiecības, tilpuma attiecības, Avogadro. Daži no tiem ir ierosināti izskatīšanai.
Vielas masas nezūdamības likums
Vielas masas nezūdamības likumu 1748. gadā formulēja izcilais krievu zinātnieks Mihails Vasiļjevičs Lomonosovs, un to eksperimentāli apstiprināja pats 1756. gadā un neatkarīgi franču ķīmiķis A. L. Lavuazjē 1789. gadā.
Pašlaik tas ir formulēts šādi: ķīmiskajā reakcijā nonākušo vielu masa ir vienāda ar reakcijas rezultātā radušos vielu masu.
No atomu un molekulārās teorijas viedokļa vielu masas nezūdamības likuma būtība ir tāda, ka ķīmiskajās reakcijās atomi nepazūd un nerodas no nekā, to skaits paliek nemainīgs pirms un pēc reakcijas. Tāpēc atomiem ir nemainīga masa un to skaits reakcijas rezultātā nemainās, bet notiek tikai atomu pārkārtošanās, tad vielu masa pirms un pēc reakcijas paliek nemainīga.
Masas nezūdamības likums ir īpašs gadījums vispārējās tiesības Enerģijas nezūdamības likuma būtība, kas nosaka, ka izolētas sistēmas enerģija ir nemainīga. Enerģija ir kustības un mijiedarbības mērs dažāda veida jautājums. Jebkurā procesā izolētā sistēmā enerģija netiek ražota vai iznīcināta, to var tikai pārnest no vienas formas uz otru. .
Viens no enerģijas veidiem ir tā sauktā miera enerģija, kas ir saistīta ar masu ar Einšteina vienādojumu:
E \u003d m C 2
kur E ir ķermeņa enerģija,
m - ķermeņa svars,
c ir gaismas ātrums vakuumā, vienāds ar 299 792 458 m/s.
Šī attiecība izsaka masas un enerģijas līdzvērtību. Masas un enerģijas līdzvērtība ir fizisks jēdziens, saskaņā ar kuru ķermeņa masa ir tajā esošās enerģijas mērs. Pats svarīgākais ir tas, ka Einšteina formula atklāj enerģijas un masas savstarpējo transformāciju iespējamību jeb, citiem vārdiem sakot, miera enerģijas transformācijas iespēju citos enerģijas veidos. Līdz ar to masa un enerģija tiek saglabāti nevis atsevišķi, bet gan kopā, kas dod pamatu runāt par apvienotu masas un enerģijas nezūdamības likumu.
Ķīmiskajās reakcijās var neņemt vērā masas izmaiņas, ko izraisa enerģijas izdalīšanās vai absorbcija. Ķīmiskās reakcijas tipiskais termiskais efekts pēc lieluma ir 100 kJ/mol. Tajā pašā laikā masas izmaiņas
Tādējādi ir pilnīgi likumīgi izmantot vielas masas saglabāšanas likumu sagatavošanā ķīmiskie vienādojumi un veicot stehiometriskos aprēķinus.
Sastāva noturības likums
Saskaņā ar sastāva noturības likumu katram ķīmiski tīram savienojumam vienmēr ir vienāds kvantitatīvais sastāvs neatkarīgi no tā sagatavošanas metodes. Šis likums parādījās ilgstoša (1801. g. 1808. g.) strīda rezultātā starp franču ķīmiķiem J. Prustu, kurš uzskatīja, ka savienojumus veidojošo elementu attiecībām jābūt nemainīgām, un K. Bertolē, kurš uzskatīja, ka ķīmisko savienojumu sastāvs ir mainīgs. Rūpīgas eksperimentālās pārbaudes rezultātā triumfēja Prusta viedoklis, kurš uzskatīja savienojumu sastāvu par nemainīgu. Pastāvīgā sastāva likumam bija liela nozīme ķīmijas attīstībā un tas joprojām saglabā savu nozīmi, taču izrādījās, ka ne visiem savienojumiem ir nemainīgs sastāvs. 1912.–1913. gadā N. S. Kurnakovs konstatēja, ka pastāv mainīga sastāva savienojumi, kurus viņš ierosināja saukt par bertolīdiem.
Saskaņā ar modernas idejas, sastāva noturība ir raksturīga tikai savienojumiem ar molekulāro struktūru .
Tādējādi pastāvīgs un nemainīgs ķīmiskais sastāvs tiek novērots tikai molekulām (piemēram, NH 3, H 2 O, SO 2 u.c.), kā arī kristāliem ar molekulāro struktūru, kas veido no 3 līdz 5% no kopējā skaita. no neorganiskām cietām vielām. Labi slaveni piemēri ir ciets jods, skābeklis, slāpeklis, oglekļa dioksīds, cēlgāzes cietā stāvoklī.
Tagad ir noskaidrots, ka pie mainīga sastāva savienojumiem pieder ne tikai metāla savienojumi(metālīdi), bet arī daudzi oksīdi, sulfīdi, selenīdi, telurīdi, nitrīdi, fosfīdi, karbīdi, silicīdi.
Mainīga sastāva savienojumos novirzes no stehiometrijas ir tādas, ka jebkurā temperatūrā, kas nav absolūtā nulle, reālā kristālā pastāv strukturāli defekti. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās šo defektu koncentrācija, kas izraisa sistēmas entropijas (traucējumu) palielināšanos. Tā sauktajam ideālajam kristālam ir absolūti sakārtota struktūra, kurā katrs atoms ieņem savu paredzēto vietu apakšrežģī. Šajā gadījumā visi mezgli ir aizņemti, un starpmezgli ir brīvi. Šādai idealizētai struktūrai ir pilna kārtība (entropija ir nulle), un to var realizēt tikai absolūtā nulles temperatūrā. Paaugstinoties temperatūrai, ir iespējami ideālās struktūras pārkāpumi, jo kristāla režģī parādās neaizņemtas vietas, starpposmos parādās atomi vai režģa vietās ir sveši atomi. Šādu defektu parādīšanās reālos kristālos noved pie nestehiometrijas. Labi izpētīts savienojums ar mainīgu sastāvu ir dzelzs sulfīds FeS. Dzelzs sulfīda dabiskajiem kristāliem pret formulas sastāvu ir 10 līdz 20% dzelzs atomu deficīts.Titāna (II) oksīdam tiek novērots stehiometriskā sastāva pārkāpums attiecībā uz abiem atomu veidiem. TiO atkarībā no ražošanas apstākļiem (temperatūras, skābekļa spiediena) skābekļa atomu frakcija var svārstīties no 0,58 līdz 1,33. Tas nozīmē, ka visiem titāna (II) oksīda sastāviem no 0,58 līdz 1,00 pret stehiometriju būs raksturīgs skābekļa atomu trūkums (respektīvi, titāna atomu pārpalikums). Un kompozīcijās no 1,00 līdz 1,33 būs skābekļa atomu pārpalikums (vai titāna atomu trūkums), salīdzinot ar stehiometrisko sastāvu.
Sastāva noturības likums kādreiz tika formulēts attiecībā uz molekulām, un tāpēc tas ir spēkā matērijas eksistences molekulārajai formai. Šobrīd šis likums ir formulēts, ņemot vērā vielas molekulārās un nemolekulārās struktūras esamību.
Molekulārā savienojuma sastāvs paliek nemainīgs neatkarīgi no tā sagatavošanas metodes. Ja konkrētajā vietā nav molekulārās struktūras agregācijas stāvoklis vielas sastāvs ir atkarīgs no tās sagatavošanas un iepriekšējās apstrādes apstākļiem.
Piemēram, amonjakam neatkarīgi no ražošanas metodēm (tiešā sintēze no elementiem, amonija sāļu sadalīšanās, skābju iedarbība uz aktīvajiem metālu nitrīdiem utt.) ir nemainīgs molekulārais sastāvs: uz vienu slāpekļa atomu ir trīs ūdeņraža atomi. Un titāna (II) oksīdam savienojuma sastāvs ir atkarīgs no temperatūras un skābekļa tvaika spiediena iegūšanas apstākļiem.
2.3 Avogadro likums
Gāzu īpašību izpēte ļāva itāļu fiziķim A. Avogadro 1811. gadā. izteikt hipotēzi, kas vēlāk tika apstiprināta ar eksperimentāliem datiem un kļuva pazīstama kā Avogadro likums: vienādos apjomos dažādas gāzes tādos pašos apstākļos (temperatūra un spiediens) satur tas pats numurs molekulas.
No Avogadro likuma izriet svarīgas sekas: jebkuras gāzes mols plkst normāli apstākļi(0 C (273 K) un 101,3 kPa spiedienu ) aizņem tilpumu, kas vienāds ar 22,4 litriem. Šajā tilpumā ir 6,02×10 23 gāzes molekulas (Avogadro skaitlis).
No Avogadro likuma izriet arī tas, ka dažādu gāzu vienāda tilpuma masas vienā temperatūrā un spiedienā ir saistītas viena ar otru kā šo gāzu molārās masas:
kur m 1 un m 2 ir masas,
M 1 un M 2 - molekulmasas pirmā un otrā gāze.
Tā kā vielas masu nosaka pēc formulas
kur ρ ir gāzes blīvums,
V ir gāzes tilpums,
tad dažādu gāzu blīvumi vienādos apstākļos ir proporcionāli to molārās masas. Pamatojoties uz šo Avogadro likuma secinājumu, vienkāršākā metode vielu molārās masas noteikšana gāzveida stāvoklī.
.
No šī vienādojuma jūs varat noteikt gāzes molāro masu:
.
Tilpuma attiecību likums
Pirmie kvantitatīvie gāzu reakciju pētījumi pieder franču zinātniekam Gay-Lussac, plaši pazīstamā gāzu termiskās izplešanās likuma autoram. Mērot gāzu tilpumus, kas ir iestājušās reakcijā un veidojušās reakciju rezultātā, Gay-Lussac nonāca pie vispārinājuma, kas pazīstams kā vienkāršu tilpuma attiecību likums: reaģējošo gāzu tilpumi ir saistīti viens ar otru un gāzu tilpumi. gāzveida reakcijas produkti, kas veidojas kā mazi veseli skaitļi, kas vienādi ar to stehiometriskajiem koeficientiem .
Piemēram, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O mijiedarbojoties diviem tilpumiem ūdeņraža un vienam tilpumam skābekļa, veidojas divi tilpumi ūdens tvaiku. Likums ir spēkā, ja tilpumu mērījumus veic pie tāda paša spiediena un vienādas temperatūras.
Ekvivalentu likums
Jēdzienu "ekvivalents" un "ekvivalentu molārā masa" ieviešana ķīmijā ļāva formulēt likumu, ko sauc par ekvivalentu likumu: vielu masas (tilpumi), kas reaģē savā starpā, ir proporcionālas to ekvivalentu molārajai masai (tilpumiem) .
Mums vajadzētu pakavēties pie gāzes molekvivalentu tilpuma jēdziena. Kā izriet no Avogadro likuma, jebkuras gāzes mols normālos apstākļos aizņem tilpumu, kas vienāds ar 22,4 l. Attiecīgi, lai aprēķinātu gāzes molekvivalentu tilpumu, ir jāzina molu ekvivalentu skaits vienā molā. Tā kā viens mols ūdeņraža satur 2 molus ūdeņraža ekvivalentu, tad normālos apstākļos 1 mols ūdeņraža ekvivalentu aizņem tilpumu:
Tipisku uzdevumu risinājums
Līdzīga informācija.