kimist i famshëm anglez Robert Boyle gjatë kryerjes së eksperimenteve të ndryshme me metale, ai vuri re se me ngrohjen e fortë të metaleve në ajër, masa e tyre rritet. Si rezultat, shkencëtari sugjeroi që si rezultat i një reaksioni kimik që ndodh kur nxehet, masa e substancave duhet të ndryshojë. Robert Boyle besohej se kur nxehen, metalet reagojnë me një të caktuar "çështje e zjarrtë" të përfshira në flakë. "Çështje zjarri" i quajtur phlogiston.
Shkencëtari rus Mikhail Vasilievich Lomonosov ndryshoi mjedisin e eksperimentit dhe nxehte metalet jo në jashtë, por në retorte xhami të mbyllura hermetikisht. Gjatë vendosjes së eksperimentit në këtë mënyrë, masa e retorit me metal para dhe pas ngrohjes mbeti e njëjtë.
Kur hapej një replikë e tillë, rezultoi se metali ishte shndërruar pjesërisht në një substancë tjetër që mbulonte sipërfaqen e metalit. Për rrjedhojë, metali reagoi me ajrin që ndodhej në replikë. M.V. Lomonosov nxorri një përfundim shumë të rëndësishëm. Nëse masa totale e retortës nuk ndryshonte para dhe pas kalcinimit, atëherë masa e ajrit që përmbahej në enë zvogëlohej me të njëjtën sasi me rritjen e masës së metalit (për shkak të formimit të një lënde të re në sipërfaqen e saj).
Masa e ajrit në retort në fakt u ul, që kur u hap, ajri "shpërtheu" në replikë me një bilbil.
Kështu u formulua ligji i ruajtjes së masës:
Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të marra si rezultat i reaksionit
Zbulimi i ligjit të ruajtjes së masës i dha një goditje të rëndë teorisë së gabuar të phlogiston, e cila kontribuoi në zhvillimin e mëtejshëm të shpejtë të kimisë. Nga ligji i ruajtjes së masës del se substancat nuk mund të lindin nga asgjëja dhe të kthehen në asgjë. Substancat kthehen vetëm në njëra-tjetrën.
Për shembull, kur një qiri digjet, masa e tij zvogëlohet. Mund të supozohet se substanca nga e cila është bërë qiri zhduket pa lënë gjurmë. Në fakt nuk është. Në këtë rast, të gjitha substancat që përfshihen në reaksionin kimik të djegies së një qiri nuk merren parasysh.
Qiri digjet sepse ka oksigjen në ajër. Prandaj, substanca nga e cila është bërë qiri - parafina, reagon me oksigjen. Në këtë rast, formohen dioksidi i karbonit dhe avujt e ujit - këto janë produkte të reagimit. Nëse masim masat e produkteve të reaksionit, dioksid karboni dhe avujt e ujit, atëherë masa e tyre do të jetë e barabartë me masën e parafinës dhe oksigjenit që kanë reaguar. Në këtë rast, produktet e reagimit thjesht nuk mund të shihen.
Në laborator, ligji i ruajtjes së masës mund të vërtetohet si më poshtë. Është e nevojshme të vendosni në balonë disa lëndë që mund të reagojnë me oksigjenin. Mbylleni balonën fort me një tapë dhe peshoni. Më pas, ngrohni balonën. Kur nxehet, substanca do të reagojë me oksigjenin që gjendet në ajër. Kur balona të jetë ftohur, peshoni përsëri. Masa e balonës do të mbetet e njëjtë.
Zbulohet ligji i ruajtjes së masës M.V. Lomonosov në 1748. Në 1773, kimisti francez mori të njëjtat rezultate eksperimentale, pavarësisht nga Lomonosov. Antoine Laurent Lavoisier.
Llogaritjet duke përdorur ligjin e ruajtjes së masës
Duke përdorur ligjin e ruajtjes së masës, është e mundur të llogaritet masa e njërës prej substancave që kanë hyrë në reaksion, ose e një prej substancave të marra, nëse masat e të gjitha substancave të tjera dihen.
Kur hekuri digjet në oksigjen, formohet e ashtuquajtura peshore e hekurit. Sa është masa e oksidit të hekurit nëse reagon 5,6 g hekur dhe 3,2 g oksigjen?
Nga ligji i ruajtjes së masës rrjedh se masa totale e hekurit dhe e oksigjenit (reagentëve) është e barabartë me masën e shkallës (produktit) të hekurit. Prandaj, masa e oksidit të hekurit është 5,6 g + 3,2 g = 8,8 g.
Le të shqyrtojmë një shembull tjetër. Kur kalon rryme elektrike përmes ujit, uji dekompozohet në substanca të thjeshta - hidrogjen dhe oksigjen. Sa është masa e oksigjenit nëse nga 12 g ujë përftohen 1,3 g hidrogjen?
Për qartësi, ne do të hartojmë një diagram të procesit në vazhdim, duke treguar masën e oksigjenit si X gram:
- Ligji i ruajtjes së masës substancat u zbuluan nga shkencëtari rus M.V. Lomonosov
- Deklarata e ligjit të ruajtjes së masës: masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është gjithmonë e barabartë me masën e substancave të përftuara si rezultat i reaksionit
Produktet e çdo reaksioni kimik përbëhen nga të njëjtat atome që përbënin substancat origjinale. Në reaksionet kimike atomet janë të ruajtura, që do të thotë se masa e të gjithë atomeve duhet të ruhet. Në këtë rast, produktet e çdo reaksioni kimik duhet të kenë të njëjtën masë si lëndët fillestare.
Pas disa eksperimenteve, mund të duket se pohimi për masën e substancave është i pasaktë. Për shembull, kur kalcinohen, metalet kthehen në luspa të brishtë, masa e të cilave është gjithmonë më e madhe se masa e metaleve përpara eksperimentit. Por pse? Ndoshta disa grimca nga ajri i ngjiten metalit? M.V. Lomonosov gjeti përgjigjen për këtë pyetje: ai kalcinoi metalet në enë të mbyllura. Metali u shndërrua në peshore dhe masa e enës me peshoren mbeti e njëjtë me masën e enës me metalin. Rezulton se masa që përmbahet në enën e ajrit është zvogëluar aq sa është rritur masa e metalit.
Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është gjithmonë e barabartë me masën e substancave të formuara.
Ky një nga ligjet bazë të kimisë quhet ligji i ruajtjes së masës së materies. Ky ligj u formulua për herë të parë nga M.V. Lomonosov e pëlqen këtë:
"Të gjitha ndryshimet që ndodhin në natyrë janë një gjendje e tillë që, sa më shumë që i hiqet një trupi, aq shumë do t'i shtohet një tjetri, kështu që nëse disa gjëra pakësohen diku, ato do të shumohen në një vend tjetër."
Nga ligji i ruajtjes së masës së materies, rezulton se substancat nuk mund të lindin nga askund dhe nga asgjëja ose të kthehen në asgjë. Edhe nëse na duket se gjatë një reaksioni kimik fitohet një sasi e tepërt e një substance, ose masa e një lënde pas një reaksioni kimik është bërë më e vogël, kjo do të thotë se nuk kemi marrë parasysh të gjitha substancat që marrin pjesë në reaksion. ose substancat që rezultojnë.
Për shembull, kur druri digjet, na duket se substancat nga të cilat është formuar zhduken pa lënë gjurmë. Por me një studim të kujdesshëm të reagimit, mund të shihni që nuk është kështu: masa e substancave të shpenzuara gjatë djegies së drurit (dru + oksigjen) është e barabartë me masën e ujit, hirit dhe dioksidit të karbonit që u përftuan gjatë djegies. .
Duke përdorur ligjin e ruajtjes së masës, mund të llogarisni masën e njërës substancë të reaguar ose të një prej substancave të marra, nëse masat e të gjitha të tjerave dihen. Pra, nëse duhet të dini masën e oksigjenit të marrë nga dekompozimi i një sasie të caktuar të oksidit të merkurit, atëherë për këtë nuk kemi nevojë të mbledhim oksigjen për peshim. Mjafton të përcaktohet masa e oksidit të merkurit të përfshirë në reaksion dhe masa e merkurit që u lirua si rezultat i reaksionit. Sipas ligjit të ruajtjes së masës, shuma e masave të merkurit dhe oksigjenit është e barabartë me masën e oksidit të merkurit të dekompozuar. Prandaj, duke zbritur masën e merkurit të marrë nga masa e oksidit të merkurit, fitojmë masën e oksigjenit të çliruar.
Për shembull, le të zgjidhim problemin e mëposhtëm: morëm 2,56 g oksid merkur, dhe pas reagimit morëm 1,95 g merkur. Sa është masa e oksigjenit e formuar si rezultat i reaksionit?
Oksid i merkurit = merkur + oksigjen
2,56 = 1,95 + x
x \u003d 2,56 - 1,95
faqe, me kopjim të plotë ose të pjesshëm të materialit, kërkohet një lidhje me burimin.
Kimia është shkenca e substancave, strukturës, vetive dhe transformimit të tyre që rrjedhin nga reaksionet kimike, të cilat bazohen në ligjet kimike. E gjithë kimia e përgjithshme mbështetet në 4 ligje bazë, shumë prej të cilave u zbuluan nga shkencëtarët rusë. Por në këtë artikull do të përqendrohemi në ligjin e ruajtjes së masës së substancave, i cili përfshihet në ligjet bazë të kimisë.
Le të shqyrtojmë në detaje ligjin e ruajtjes së masës së materies. Artikulli do të përshkruajë historinë e zbulimit të ligjit, thelbin dhe përbërësit e tij.
Ligji i ruajtjes së masës së materies (kimia): formulimi
Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të formuara si rezultat i tij.
Por përsëri në histori. Më shumë se 20 shekuj më parë filozof i lashtë grek Demokriti sugjeroi se e gjithë lënda është grimca e padukshme. Dhe vetëm në shekullin e 17-të, një kimist me origjinë angleze parashtroi një teori: e gjithë materia është ndërtuar nga grimcat më të vogla të materies. Boyle eksperimentoi me metalin duke e ngrohur mbi zjarr. Ai i peshoi enët para dhe pas ngrohjes dhe vuri re se pesha u rrit. Djegia e drurit pati efektin e kundërt - hiri peshonte më pak se druri.
Histori e re
Ligji i ruajtjes së masës së substancave (kimisë) iu dha shoqatës shkencore në 1748 nga M.V. Lomonosov, dhe në 1756 u konfirmua eksperimentalisht. Shkencëtari rus solli prova. Nëse i ngrohni kapsulat e mbyllura hermetikisht me kallaj dhe i peshoni kapsulat para ngrohjes dhe më pas, atëherë ligji i ruajtjes së masës së një lënde (kimia) do të jetë i qartë. Formulimi i shprehur nga shkencëtari Lomonosov është shumë i ngjashëm me atë modern. Natyralisti rus dha një kontribut të pamohueshëm në zhvillimin e shkencës atomike dhe molekulare. Ai kombinoi ligjin e ruajtjes së masës së substancave (kiminë) me ligjin e ruajtjes së energjisë. Mësimi aktual i ka konfirmuar këto besime. Dhe vetëm tridhjetë vjet më vonë, në 1789, natyralisti francez Lavoisier konfirmoi teorinë e Lomonosov. Por ky ishte vetëm një supozim. Ai u bë ligj në shekullin e njëzetë (fillimi), pas 10 vitesh kërkime nga shkencëtari gjerman G. Landolt.
Shembuj eksperimentalë
Konsideroni eksperimente që mund të konfirmojnë ligjin e ruajtjes së masës së substancave (kimia). Shembuj:
- Në enë vendosim fosfor të kuq, e mbulojmë fort me tapë dhe e peshojmë. Ngrohim në zjarr të ngadaltë. Formimi i tymit të bardhë (oksidi i fosforit) tregon se ka ndodhur një reaksion kimik. Peshojmë përsëri dhe sigurohemi që pesha e enës me substancën që rezulton nuk ka ndryshuar. Ekuacioni i reagimit: 4P + 3O2 \u003d 2P2O3.
- Ne marrim dy anije Landolt. Në njërën prej tyre, me kujdes, që të mos përzihet, hidhni reagentët e nitratit të plumbit dhe jodur kaliumit. Në një enë tjetër vendosim klorurin e hekurit. Anijet e mbyllura fort. Peshorja duhet të jetë e ekuilibruar. Përzieni përmbajtjen e secilës enë. Në njërën, formohet një precipitat i verdhë - ky është jodur plumbi, në tjetrin, fitohet tiocianat hekuri i kuq i errët. Në formimin e substancave të reja, peshoret ruajtën ekuilibrin.
- Ndizni një qiri dhe vendoseni në një enë. E mbyllim hermetikisht këtë enë. Sillni peshoren në ekuilibër. Kur kontejneri të mbarojë ajri, qiri do të fiket, reagimi do të përfundojë. Peshorja do të jetë e ekuilibruar, kështu që pesha e reaktantëve dhe pesha e substancave të formuara janë të njëjta.
- Le të bëjmë një eksperiment tjetër dhe të marrim si shembull ligjin e ruajtjes së masës së substancave (kimia). Formula e klorurit të kalciumit është CaCl2, dhe acidi sulfat është H2SO4. Kur këto substanca ndërveprojnë, ato formohen precipitat i bardhë- sulfat kalciumi (CaSO4), dhe acid klorhidrik (HCl). Për eksperimentin, na duhen peshore dhe një enë Landolt. Derdhni me shumë kujdes klorurin e kalciumit dhe acidin sulfat në enë, pa i përzier ato, mbyllni fort tapën. Peshojmë në peshore. Më pas i përziejmë reagentët dhe vërejmë se precipiton një precipitat i bardhë (sulfati i kalciumit). Kjo tregon se ka ndodhur një reaksion kimik. E peshojmë sërish enën. Pesha mbeti e njëjtë. Ekuacioni për këtë reaksion do të duket kështu: CaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl.
Kryesor
Qëllimi kryesor i një reaksioni kimik është të shkatërrojë molekulat në disa substanca dhe më pas të formojë molekula të reja të substancës. Në këtë rast, numri i atomeve të secilës substancë para dhe pas ndërveprimit mbetet i pandryshuar. Kur krijohen substanca të reja, lirohet energji dhe kur ato prishen me thithjen e saj, atëherë ka një efekt energjetik, i cili manifestohet në formën e përthithjes ose lëshimit të nxehtësisë. Gjatë një reaksioni kimik, molekulat e substancave fillestare - reagentët - zbërthehen në atome, nga të cilat më pas fitohen produktet e reaksionit kimik. Vetë atomet mbeten të pandryshuara.
Reagimi mund të zgjasë me shekuj, ose mund të ndodhë me shpejtësi. Në prodhimin e produkteve kimike, duhet të dini shpejtësinë e një reaksioni kimik të veçantë, me thithjen ose lëshimin e temperaturës, ajo kalon, çfarë presioni nevojitet, sasia e reagentëve dhe katalizatorëve. Katalizatorët janë një substancë e vogël që nuk merr pjesë në një reaksion kimik, por ndikon ndjeshëm në shpejtësinë e tij.
Si të shkruani ekuacionet kimike
Duke ditur ligjin e ruajtjes së masës së substancave (kimia), mund të kuptoni se si të hartoni saktë ekuacionet kimike.
- Kërkohet njohja e formulave të reagentëve që hyjnë në një reaksion kimik dhe formulave të produkteve që dalin prej tij.
- Në të majtë shkruhen formulat e reagentëve ndërmjet të cilëve vendoset shenja “+” dhe djathtas formulat e produkteve që rezultojnë me shenjën “+” ndërmjet tyre. Një shenjë "=" ose një shigjetë vendoset midis formulave të reagentëve dhe produkteve që rezultojnë.
- Numri i atomeve të të gjithë përbërësve të reaktantëve duhet të jetë i barabartë me numrin e atomeve të produkteve. Prandaj, llogariten koeficientët që vendosen para formulave.
- Ndalohet zhvendosja e formulave nga ana e majtë e ekuacionit në të djathtë ose ndërrimi i tyre.
Rëndësia e Ligjit
Ligji i ruajtjes së masës së substancave (kimia) bëri të mundur që një lëndë interesante të zhvillohet si shkencë. Le të zbulojmë pse.
- Rëndësia e madhe e ligjit të ruajtjes së masës së substancave në kimi është se në bazë të tij bëhen llogaritjet kimike për industrinë. Supozoni se ju duhet të merrni 9 kg sulfur bakri. Ne e dimë se reaksioni i bakrit dhe squfurit ndodh në raportet e masës 2:1. Sipas këtij ligji, në reaksionin kimik të bakrit me masë 1 kg dhe squfurit me masë 2 kg, fitohet sulfur bakri me masë 3 kg. Meqenëse duhet të marrim sulfur bakri me peshë 9 kg, domethënë 3 herë më shumë, atëherë do të kërkohen 3 herë më shumë reagentë. Kjo është 6 kg bakër dhe 3 kg squfur.
- Aftësia për të shkruar ekuacione kimike të sakta.
konkluzioni
Pas leximit të këtij artikulli, nuk duhet të ketë pyetje për thelbin e këtij ligji të historisë së zbulimit të tij, në të cilin, nga rruga, bashkatdhetari ynë i famshëm, shkencëtari M.V. Lomonosov. E cila përsëri konfirmon se sa e madhe është forca e shkencës vendase. U bë e qartë gjithashtu rëndësia e zbulimit të këtij ligji dhe kuptimi i tij. Dhe ata që nuk e kuptuan, në shkollë, pasi të lexojnë artikullin, duhet të mësojnë ose të kujtojnë se si ta bëjnë atë.
Ligji i ruajtjes së masës së substancave është një nga ligjet më të rëndësishme të kimisë. Ajo u zbulua nga M. V. Lomonosov, dhe më vonë u konfirmua eksperimentalisht nga A. Lavoisier. Pra, cili është thelbi i këtij ligji?
Histori
Ligji i ruajtjes së masës së substancave u formulua për herë të parë nga M. V. Lomonosov në 1748 dhe e konfirmoi eksperimentalisht në 1756 duke përdorur shembullin e pjekjes së metaleve në enë të mbyllura. Lomonosov e lidhi ligjin e ruajtjes së masës së substancave me ligjin e ruajtjes së energjisë (momentum). Ai i konsideroi këto ligje në unitet si një ligj universal të natyrës.
Oriz. 1. M. V. Lomonosov.
Por edhe para Lomonosovit, më shumë se 20 shekuj më parë, shkencëtari i lashtë grek Democritus supozoi se gjithçka e gjallë dhe jo e gjallë përbëhet nga grimca të padukshme. më vonë në shekullin e 17-të këto hamendje u konfirmuan nga R. Boyle. Ai kreu eksperimente me metal dhe dru dhe zbuloi se pesha e metalit rritej pas ngrohjes, ndërsa pesha e hirit u ul në krahasim me drurin.
Pavarësisht nga M.V. Lomonosov, ligji i ruajtjes së masës së një lënde u vendos në 1789 nga kimisti francez A. Lavoisier, i cili tregoi se në reaksionet kimike nuk ruhet vetëm masa e përgjithshme e substancave, por edhe masa e secilës prej tyre. elementet që përbëjnë substancat ndërvepruese.
Pikëpamjet e Lomonosov dhe Lavoisier u konfirmuan shkenca moderne. Në vitin 1905, A. Ajnshtajni tregoi se ekziston një lidhje midis masës së një trupi (m) dhe energjisë së tij (E), e shprehur me ekuacionin:
ku c është shpejtësia e dritës në vakum.
Oriz. 2. Albert Ajnshtajni.
Kështu, ligji i ruajtjes së masës siguron një bazë materiale për përpilimin e ekuacioneve të reaksioneve kimike.
Thelbi i ligjit të ruajtjes së masës së materies
Ligji i ruajtjes së masës së një substance është si vijon: masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të formuara si rezultat i reaksionit.
Oriz. 3. Ligji i ruajtjes së masës së lëndës.
Gjatë shkrimit të ekuacioneve të reaksioneve kimike, është e nevojshme të monitorohet pajtueshmëria me këtë ligj. Numri i atomeve të elementeve në pjesën e majtë dhe të djathtë të reaksioneve duhet të jetë i njëjtë, pasi grimcat atomike në shndërrimet kimike janë të pandashme dhe nuk zhduken askund, por kalojnë vetëm nga një substancë në tjetrën. Thelbi i një reaksioni kimik është thyerja e disa lidhjeve dhe formimi i lidhjeve të tjera. Meqenëse këto procese shoqërohen me konsumin dhe prodhimin e energjisë, shenja e barabartë në reaksione mund të vendoset nëse merren parasysh faktorët e energjisë, kushtet e reaksionit dhe gjendjet agregate të substancave.
Shumë shpesh, shenja e barazimit, veçanërisht në reaksionet inorganike, vendoset pa marrë parasysh faktorët e nevojshëm, duke prodhuar një shënim të thjeshtuar. Kur barazoni koeficientët, fillimisht barazoni numrin e atomeve të metalit, pastaj jometalin, pastaj hidrogjenin dhe në fund kontrolloni për oksigjen.
Çfarë kemi mësuar?
Ligji i ruajtjes së masës së një lënde studiohet në shkollën 8-vjeçare të kimisë, pasi kuptimi i thelbit të tij është i nevojshëm për përpilimin e saktë të ekuacioneve të reaksionit. Fakti që çdo materie në tokë përbëhet nga grimca të padukshme u sugjerua nga shkencëtari i lashtë grek Democritus, dhe pasuesit e tij më modernë Lomonosov, Lavoisier, Einstein e vërtetuan këtë eksperimentalisht.
KIMIA
Udhëzime për trajnim praktik
dhe për vete studim studentë nga të gjithë
specialitete të arsimit me kohë të plotë dhe të pjesshme
Struktura e atomit dhe lidhja kimike
menaxhimi edukativ dhe metodik
Institucioni Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Bjellorusio-Rus"
Miratuar nga Departamenti i Teknologjisë së Metaleve "" Maj 2011, Protokolli Nr.
Përpiluar nga: Cand. kimi. Shkenca, Profesor i Asociuar I. M. Luzhanskaya
sinqertë. biol. Shkenca, Art. mësuesi I. A. Lisovaya
Arti recensues. mësuesi V.F. Pacey
Udhëzimet metodologjike marrin në konsideratë idetë moderne për strukturën e atomit, strukturën e sistemit periodik të elementeve dhe japin një shpjegim të vetive të elementeve kimike në varësi të pozicionit të tyre në sistemin periodik. Janë paraqitur llojet kryesore lidhje kimike dhe mekanizmat e formimit të tyre. Shembuj të përpilimit konfigurimet elektronike atomet dhe skemat e edukimit komponimet kimike e.
Përgjegjës për lirimin e D. I. Yakubovich
Redaktori teknik A. T. Chervinskaya
Paraqitja e kompjuterit N. P. Polevnichaya
Nënshkruar për shtypje. Formati 60x84/16. Letër ofset. Kohët e kufjeve.
Printim me ekran. Kushtet - print. l. . Uch.-ed. l. . Tirazhi 180 kopje. Urdhri Nr.
Botuesi dhe ekzekutimi i shtypjes
agjenci qeveritare më të larta Arsimi profesional
"Universiteti Bjellorusio-Rus"
LI Nr.02330/375 datë 29.06.2004
212000, Mogilev, Mira Ave., 43
© GU VPO "Bjellorusisht-Rusisht
Universiteti", 2011
1 Konceptet themelore të kimisë
Kimia- një nga fushat më të rëndësishme dhe më të gjera të shkencës natyrore, shkencës së substancave, vetive, strukturës dhe shndërrimeve të tyre që ndodhin si rezultat i reaksioneve kimike, si dhe ligjeve themelore që këto shndërrime i binden.
Substanca - një lloj lënde që ka një masë pushimi. Përmban grimcat elementare: elektronet, protonet, neutronet, mezonet, etj. Kimia studion kryesisht materien e organizuar ne atome, molekula, jone dhe radikale. Substancat e tilla zakonisht ndahen në të thjeshta dhe komplekse (komponime kimike).
1.1 Substanca të thjeshta dhe komplekse. Alotropia
Substanca të thjeshta i përbërë nga atomet e një element kimik dhe për këtë arsye janë një formë e ekzistencës së saj në një gjendje të lirë, për shembull, squfuri, hekuri, ozoni, diamanti, azoti.
Substancat komplekse të formuara nga elementë të ndryshëm dhe mund të kenë një përbërje konstante (përbërje stoikiometrike ose daltonide) ose që ndryshojnë brenda kufijve të caktuar (përbërje jostokiometrike ose bertolide).
Element kimik- një grup atomesh me të njëjtën ngarkesë bërthamore, numri i protoneve, që përkon me numër serik në Sistemi periodik elementet e Mendelejevit. Çdo element kimik ka emrin dhe simbolin e vet.
Atomi - pjesa më e vogël kimikisht e pandashme e një elementi kimik, që është bartës i vetive të tij.
koncept çështje e thjeshtë nuk mund të identifikohet me element kimik . Vetitë e një elementi kimik i referohen atomeve të tij individuale. Vetitë një substancë e thjeshtë: Dendësia, tretshmëria, pikat e shkrirjes dhe të vlimit i referohen tërësisë së atomeve. Një dhe i njëjti element kimik mund të ekzistojë në formën e dy ose më shumë substancave të thjeshta, të ndryshme në strukturë dhe veti. Ky fenomen quhet alotropia , dhe substancat formuese - modifikime alotropike ose forma alotropike.
Elementi kimik oksigjen formon dy modifikime alotropike: oksigjen dhe ozon, elementi karbon formon katër modifikime alotropike: diamant, grafit, karabinë, fullerene.
Fenomeni i alotropisë shkaktohet nga dy arsye: numër të ndryshëm atomet në një molekulë (për shembull, oksigjen Rreth 2 dhe ozonit Rreth 3) ose formimi i formave të ndryshme kristalore (për shembull, karboni formon modifikime alotropike, si diamanti, grafiti, karabina, fullereni).
Në strukturën e diamantit, çdo atom karboni ndodhet në qendër të një tetraedri, kulmet e të cilit janë katër atomet më të afërt.
Në strukturën kristalore të grafitit, atomet e karbonit formojnë unaza gjashtëkëndore, të cilat nga ana e tyre formojnë një rrjet të fortë dhe të qëndrueshëm, të ngjashëm me një huall mjalti. Rrjetat janë rregulluar njëra mbi tjetrën në shtresa që janë të lidhura lirshëm me njëra-tjetrën.
Në një molekulë karabine, atomet e karbonit janë të lidhur në zinxhirë ose me lidhje të trefishta dhe të vetme, ose me lidhje të dyfishta.
Në Fullerene, një rrjet i sheshtë gjashtëkëndëshësh paloset dhe qepet në një sferë të mbyllur. Atomet e karbonit që formojnë një sferë janë të lidhur fort me njëri-tjetrin.
Substancat komplekse përbëhet jo nga substanca të thjeshta, por nga elementë kimikë. Pra, hidrogjeni dhe oksigjeni, të cilët janë pjesë e ujit, përmbahen në ujë jo në formën e hidrogjenit të gaztë dhe oksigjenit me vetitë e tyre karakteristike, por në formë elementet hidrogjeni dhe oksigjeni.
Substancat ndahen në substanca molekulare dhe jo molekulare. struktura molekulare.
Substancat molekulare janë substanca njësia strukturore bazë e të cilave është një molekulë.
Substancat e një strukture jo molekulare janë substanca, njësitë strukturore kryesore të të cilave janë atomet ose jonet.
Një njësi formule përdoret për të shfaqur përbërjen cilësore dhe sasiore të një substance.
njësi formule(FE) është një grimcë reale ose e kushtëzuar, e shënuar me një formulë kimike.
Një formulë kimike është një regjistrim i kushtëzuar i përbërjes së një substance duke përdorur simbole dhe indekse kimike.
Njësia e formulës së një lënde me strukturë molekulare është një molekulë.
Molekula- një grimcë elektrike neutrale e një substance, e cila është një grup i mbyllur i një numri të kufizuar atomesh të ndërlidhura nga forcat lidhje kovalente dhe duke formuar një strukturë të caktuar.
Njësia e formulës së një substance të thjeshtë të një strukture jo molekulare është një atom. Për shembull, njësia e formulës së silikonit është atomi Si.
Njësia e formulës së një substance komplekse me strukturë jo molekulare është një "molekulë e kushtëzuar". Për shembull, njësia e formulës së oksidit të silikonit është një grimcë e kushtëzuar e përbërë nga një atom silikoni (Si) dhe dy atome oksigjeni (O). Është i kushtëzuar sepse nuk ka molekula individuale SiO 2 në një kristal oksidi silikoni (IV), ai përbëhet nga shumë atome silikoni dhe oksigjeni. Por i gjithë kristali mund të ndahet me kusht në grupe, secila prej të cilave do të ketë një atom Si dhe dy atome O. Kështu, njësia e formulës së oksidit të silikonit (IV) është një grimcë e kushtëzuar, jo-ekzistente - SiO 2.
Nëse një substancë me strukturë jo molekulare formon një rrjetë kristalore jonike, për shembull klorur natriumi. Njësia e formulës së saj do të jetë një grimcë e kushtëzuar e përbërë nga një jon Na + dhe një jon Cl-. Është e kushtëzuar sepse nuk ka molekula NaCl në kristalin e klorurit të natriumit, pasi përbëhet nga jone. Por i gjithë ky kristal mund të ndahet në grupe jonesh, secila prej të cilave do të përmbajë një jon Na + dhe një jon Cl-. Prandaj, njësia e formulës së klorurit të natriumit është një grimcë e kushtëzuar e përbërë nga dy jone - NaCl.
1.2 Masa atomike relative
Metodat moderne hulumtimi bën të mundur përcaktimin e masave jashtëzakonisht të vogla të atomeve me saktësi të madhe. Për shembull, masa e një atomi hidrogjeni është 1,674 × 10 -27 kg, karboni - 1,993 × 10 -26 kg.
Në kimi, vlerat jo-absolute përdoren tradicionalisht masat atomike, por relative. Quhen relative sepse llogariten në raport me masën e standardit. Aktualisht, 1/12 e masës absolute të një atomi të izotopit të karbonit 12 C është zgjedhur si standard. - njësia e masës atomike(shkurtuar 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
Masa atomike relativeështë një sasi pa dimension e barabartë me raportin e masës absolute të një atomi të caktuar me 1/12 e masës së izotopit të karbonit 12 C.
Elementet kimike në natyrë janë një përzierje izotopësh me fraksione të ndryshme masive. Bazuar në këtë, masa absolute e një atomi të një elementi kimik nënkupton vlerën mesatare.
Masa mesatare absolute e atomit të një elementiështë masa e atomit të një elementi, e shprehur në kg, e llogaritur duke marrë parasysh përbërjen izotopike të tij.
Masa atomike relative e një elementi(ose thjesht masa atomike) është një sasi pa dimension e barabartë me raportin e masës mesatare absolute të një atomi elementi me 1/12 e masës së izotopit 12 C.
Masat atomike të elementeve tregojnë Një r, ku indeksi r- shkronja fillestare fjalë angleze i afërm - i afërm. Regjistron A r (H), A r (O), A r (C ) janë respektivisht masa atomike relative të hidrogjenit, masa atomike relative të oksigjenit dhe masa atomike relative të karbonit.
1.3 Pesha molekulare relative
Pesha molekulare relative e substancës (Mr) quhet vlerë e barabartë me raportin e masës së një molekule të një lënde me 1/12 e masës së një atomi karboni 12 C.
Pesha molekulare numerikisht është e barabartë me shumën e masave atomike relative të të gjitha atomeve që përbëjnë molekulën e substancës.
Pesha molekulare relative tregon se sa herë masa e një molekule të një lënde të caktuar është më e madhe se 1/12 e masës së një atomi 12 NGA. Pra, pesha molekulare e oksigjenit M r (O 2 ) është 32. Kjo do të thotë se masa e një molekule oksigjeni është 32 herë më e madhe se 1/12 e masës së një atomi 12 C .
Koncepti i "peshës molekulare relative" nuk mund të zbatohet për substanca komplekse të një strukture jo molekulare. Meqenëse njësitë strukturore të substancave të tilla nuk janë molekula, por njësi të formulës së kushtëzuar, termi "masa e formulës relative" (Mfr) është i zbatueshëm për to.
Pesha e formulës relative- një vlerë e barabartë me raportin e masës së një njësie formule të një substance me 1/12 e masës së izotopit 12 C.
1.4 Mole. Masa molare
AT proceset kimike përfshihen grimcat më të vogla - molekulat, atomet, jonet, elektronet. Numri i grimcave të tilla, edhe në një pjesë të vogël të materies, është shumë i madh. Prandaj, për të shmangur operacionet matematikore Me numra të mëdhenj, për të karakterizuar sasinë e një lënde të përfshirë në një reaksion kimik, përdoret një njësi e veçantë - nishan.
nishani- sasia e një lënde që përmban në përbërjen e saj po aq atome, molekula, jone, elektrone ose njësi të tjera strukturore sa atome ka në 0,012 kg karbon 12 C.
Numri i atomeve në 0,012 kg karbon, ose 1 mol quhet numri Avogadro (N A) dhe është 6,02 10 23.
Bazuar në këtë, mund të thuhet se nishani- kjo është sasia e një lënde që përmban 6,02 × 10 23 njësi strukturore (molekula, atome, jone, elektrone, etj.)
Kur zbatohet koncepti i nishanit, është e nevojshme në çdo rast specifik të specifikohet saktësisht se cilat njësi strukturore nënkuptohen. Për shembull, një mol i atomeve H, një mol i një molekule H2, një mol i joneve H + .
Masa e një moli të një lënde quhet masa molare e substancës (M) .
Masa e një lënde (m) është numerikisht e barabartë me produktin e sasisë së saj (n) me masën molare: 
Meqenëse një mol i çdo substance përmban të njëjtin numër njësish strukturore, masa molare e substancës është proporcionale me masën e njësisë strukturore përkatëse, d.m.th., peshën molekulare relative (M r):
K = 1, meqenëse për karbonin M r = 12 a.m.u., dhe masa molare është 12 (sipas përkufizimit të konceptit të një mol), prandaj, vlerat numerike
M (g / mol) \u003d M r.
Nga kjo rrjedh se masa molare e një lënde, e shprehur në gram, ka të njëjtën vlerë numerike si masa e saj molekulare relative.
1.5 Ekuivalente. Faktori i ekuivalencës. Ekuivalenti i masës molare
Ekuivalent (E)- një grimcë reale ose e kushtëzuar e një substance që mund të zëvendësojë, shtojë ose të jetë në ndonjë mënyrë tjetër ekuivalente (domethënë ekuivalente) me një atom ose jon hidrogjeni në reaksionet e shkëmbimit ose një elektron në reaksionet redoks.
Një grimcë e një substance, e quajtur ekuivalente, mund të jetë e barabartë ose një numër i plotë herë më i vogël se njësia e formulës që i korrespondon substancës së dhënë.
Dhe ashtu si përbërja e molekulave, atomeve ose joneve, përbërja e ekuivalentit shprehet duke përdorur shenja dhe formula kimike.
Për të përcaktuar përbërjen e ekuivalentit të një lënde dhe për ta shkruar saktë formula kimike, është e nevojshme të vazhdohet nga reaksioni specifik në të cilin merr pjesë kjo substancë.
Janë dhënë disa shembuj të përcaktimit të formulës ekuivalente.
Në një reagim shkëmbimi
KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O; (një)
K + + OH - + H + + Cl - \u003d K + + Cl - + H2O;
H + + OH - \u003d H 2 O
një jon hidroksili reagon me një jon hidrogjeni.
Sipas përcaktimit të ekuivalentit, E (OH -) \u003d OH -, dhe ekuivalenti i hidroksidit të kaliumit do të jetë përkatësisht i barabartë me njësinë e formulës KOH:
E (KOH) \u003d CON.
Në një reagim shkëmbimi
Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O (2)
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - \u003d 2H 2 O
një jon hidrogjeni është i barabartë me 1/2 jon, një jon OH- dhe një jon Cl-.
Prandaj, E (Cl -) \u003d Cl -; E (Ca 2+) \u003d 1/2Ca 2+; E (OH -) \u003d OH -.
Në të njëjtën kohë, sipas ekuacionit molekular, dy molekula ndërveprojnë me një molekulë të hidroksidit të kalciumit. të acidit klorhidrik, pra dy jone hidrogjeni. Prandaj, një jon hidrogjeni do të kërkohet për ndërveprim me 1/2 Ca (OH) 2. Atëherë, sipas përkufizimit, ekuivalenti i hidroksidit të kalciumit është një grimcë e barabartë me njësinë e formulës, domethënë ½ Ca (OH) 2. .
Në reaksionin e reduktimit të kationit të zinkut
Zn 2+ + 2e = Zn 0 (3)
dy elektrone bashkëveprojnë me një jon zinku, prandaj, një elektron është i barabartë me 1/2 jon Zn 2+ dhe E (Zn 2+) \u003d 1/2 Zn 2+.
Në reagim
Fe 3+ + e \u003d Fe 2+ (4)
joni Fe 3+ reagon me një elektron dhe, në përputhje me rrethanat,
Në reagim
Fe 3+ + 3e \u003d Fe 0 (5)
dhe ai Fe bashkon tre elektrone, pra, E (Fe 3+) = 1/3Fe 3+.
Numri që tregon se cila pjesë e njësisë së formulës së një substance i përgjigjet ekuivalentit quhet faktor ekuivalence(f e).
Nga reagimi (1): f e (OH) \u003d 1; f e (KOH) = 1.
Nga reagimi (2): f e (OH) \u003d 1; f e ((Ca 2+) = 1/2; f e (Ca (OH) 2) = 1/2.
Sipas reaksionit (3) f e (Zn 2+) = 1/2.
Sipas reaksionit (4) f e (Fe) = 1.
Nga reaksioni (5) f e (Fe) = 1/3.
Kështu, duke kombinuar faktorin ekuivalent dhe njësinë e formulës së një substance, është e mundur të përpilohet një formulë për ekuivalentin e çdo grimce, ku faktori i ekuivalencës shkruhet si një koeficient përballë formulës së grimcave:
f e (njësia e formulës së substancës) = ekuivalent.
Duhet të kihet parasysh se ekuivalenti i së njëjtës substancë ndryshon në varësi të cilit reaksion hyn. Ekuivalenti i një elementi mund të jetë gjithashtu i ndryshëm në varësi të llojit të përbërjes në të cilën përfshihet.
Faktori i ekuivalencës së elementit kimik.
ku Bështë valenca e elementit në përbërjen e dhënë.
Për shembull, në H 2 S - f e (S) \u003d 1/2, E (S) \u003d 1/2; në NH - f e (N) \u003d 1/3,
E(N) = 1/3N; në AlCl - f e (Al) \u003d 1/3, E (Al) \u003d 1/3Al, f e (Cl) \u003d 1, E (Cl) \u003d Cl.
Faktori i ekuivalencës së acidit varet nga baziteti i tij, i cili përcaktohet nga numri i joneve të hidrogjenit që zëvendësohen në reaksion nga atomet metalike (n(H +)):
Nëse acidi është polibazik, atëherë f e mund të marrë kuptime të ndryshme. Për shembull, në reagim
H 2 SO 4 + KOH \u003d KHSO 4 + H 2 O (6)
Acidi sulfurik shkëmben një atom hidrogjeni për një metal, f e (H 2 SO 4) \u003d 1 , E (H 2 SO 4) \u003d H 2 SO 4 .
Në reagim
H 2 SO 4 + 2KOH \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O (7)
acidi sulfurik shkëmben dy atome hidrogjeni për një metal, domethënë sillet si një acid dybazik, prandaj f e (H 2 SO 4) \u003d 1/2, E (H 2 SO 4) \u003d 1/2 H 2 SO 4 .
Faktori i ekuivalencës bazë varet nga aciditeti i bazës, i cili përcaktohet nga numri i grupeve hidroksil që shkëmbejnë në reaksion për një mbetje acidi (n (OH -):
Për bazat poliacid, f e është një vlerë e ndryshueshme dhe varet nga kushtet e reaksionit. Për shembull, në reagim
Al(OH) 3 + 2HCl = Al(OH) 2 Cl + 2H 2 O (8)
hidroksidi i aluminit shkëmben një grup hidroksil për një mbetje acide, prandaj f e (Al (OH) 3) \u003d 1, E (Al (OH) 3) \u003d Al (OH) 3 .
Në reagim
Al(OH) 3 + 2HCl = Al(OH)Cl 2 + 2H 2 O (9)
hidroksidi i aluminit shkëmben dy grupe hidroksil për një mbetje acide, prandaj fe (Al (OH) 3) \u003d 1/2, E (Al (OH) 3) \u003d 1/2Al (OH) 3 .
Në reagim
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O (10)
hidroksidi i aluminit shkëmben tre grupe hidroksil për një mbetje acide, prandaj f e (Al (OH) 3) \u003d 1/3, E (Al (OH) 3) \u003d 1/3Al (OH) 3 .
Faktori mesatar i ekuivalencës së kripës përcaktohet nga formula
ku B është valenca e metalit,
n është numri i atomeve të metalit.
Për shembull, 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.
Faktori i ekuivalencës së kripërave acidike dhe bazike përcaktohet në bazë të ekuacionit të reaksionit, duke marrë parasysh faktin se substancat ndërveprojnë me njëra-tjetrën në sasi të barasvlershme.
Reaksionet B
NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (11)
një molekulë e sulfatit të hidrogjenit të natriumit ndërvepron me një ekuivalent të NaOH, prandaj, f e (NaHSO 4) \u003d 1, E (NaHSO 4) \u003d NaHSO 4.
Në reagim
NaHSO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 + NaCl + HCl (12)
një molekulë e hidrogjensulfatit të natriumit ndërvepron me dy ekuivalente të klorurit të bariumit, tk. f e (ВаCl 2) \u003d 1/2 dhe E (BaCl 2) \u003d 1/2BaCl 2, pra, f e (NaHSO 4 ) gjithashtu e barabartë me 1/2 dhe E (NaHSO 4) = 1/2NaHSO 4 .
Në reagim
Al(OH)Cl 2 + HCl \u003d AlCl 3 + H 2 O (13)
një molekulë e klorurit hidroksalumin ndërvepron me një ekuivalent të HCl, pra fe (Al (OH) Cl 2) \u003d 1, E (Al (OH) Cl 2) \u003d Al (OH) Cl 2.
Në reagim
Al(OH)Cl 2 + 2NaOH= Al(OH) 3 + 2NaCl (14)
një molekulë e klorurit të hidroksaluminit ndërvepron me dy ekuivalente të NaOH (f e (NaOH) \u003d 1), pra, f e (AlOHCl 2) \u003d 1/2, E (AlOHCl 2) \u003d 1/2 AlOHCl 2.
Në reagim
Al(OH)Cl2 + Na 3 PO 4 = AlPO 4 + 2NaCl = Na(OH) (15)
një molekulë e klorurit hidroksalumin ndërvepron me tre ekuivalente të Na 3 PO 4 (fe (Na 3 PO 4) \u003d 1/3), pra fe (AlOHCl 2) \u003d 1/3, E (AlOHCl 2) \u003d 1/ 3AlOHCl 2.
Faktori i ekuivalencës së oksideve që shfaqin veti themelore, përcaktohet nga formula
ku B është valenca e metalit,
n është numri i atomeve të metalit në oksid.
Për shembull: CaO f e (CaO) = 1/2, E (CaO) = 1/2 CaO;
Na 2 O f e (Na 2 O) = 1/2, E (Na 2 O) = 1/2Na 2 O;
Al 2 O 3 f e (Al 2 O 3) = 1/6, E (Al 2 O 3) = 1/6 Al 2 O 3.
Faktori i ekuivalencës së oksideve, shfaqin veti acidike, përcaktohet nga ekuacioni i reaksionit.
Në reagim
SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O (16) një molekulë e oksidit të squfurit (VI) ndërvepron me dy ekuivalente të hidroksidit të natriumit (f e (NaOH) \u003d 1 ) , pra, f e (SO 3) \u003d 1/2, E (SO 3) \u003d 1/2SO 3.
Në reagim
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (17)
një molekulë e oksidit të aluminit ndërvepron me dy ekuivalente të hidroksidit të natriumit, kështu që f e (Al 2 O 3) është 1/2, E (Al 2 O 3) = 1/2 Al 2 O 3 .
Kështu, bazuar në të gjithë shembujt e mësipërm, mund të konkludojmë se faktori i ekuivalencës së çdo substance e barabartë me një pjesëtuar me numrin e lidhjeve të formuara ose të riorganizuara.
Për ekuivalentin, të gjitha konceptet që karakterizojnë njësitë strukturore të një substance janë të vlefshme, duke përfshirë sasinë e një substance dhe masën molare të një lënde.
Sasia e ekuivalentëve të substancave matet në mol.
Ekuivalentët e nishanit- kjo është sasia e një lënde që kombinohet me 1 mol atome hidrogjeni ose 1/2 mol atome oksigjeni ose zëvendëson të njëjtën sasi hidrogjeni në përbërjet e tyre. Për shembull, në përbërjet HCl, H 2 S, NH 3, CH 4 mol ekuivalentë të klorit, squfurit, azotit, karbonit është përkatësisht i barabartë me 1 mol Cl. , 1/2 mol S, 1/3 mol N , 1/4 mol karboni.
Ekuivalenti i masës molare(M e) është masa e një mol ekuivalentësh.
Për të gjetur masën molare të ekuivalentëve të një elementi kimik, duhet të shumëzoni masën molare të një elementi të caktuar me faktorin ekuivalent:
Për shembull, në lidhjet:
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.
Për acidet, bazat, kripërat e ndërmjetme dhe oksidet që tregojnë veti themelore, ekuivalentët e masës molare mund të llogariten si shuma e ekuivalentëve të masës molare të joneve ose elementeve që përbëjnë këtë përbërje, nëse flasim për oksidet.
Për shembull, në reaksionin (6) Me (H 2 SO 4) është i barabartë me:
M e (H +) + M e (HSO 4 -) \u003d f e (H +) M (H +) + f e (HSO 4 -) M (HSO 4 -) \u003d 98 g / mol.
Në reaksionin (7) Me (H 2 SO 4) është i barabartë me:
M e (H +) + M e (SO 4 2–) \u003d f e (H +) M (H +) + f e (SO 4 2–) M (SO 4 2–) \u003d 49 g / mol
Në reaksionin (8) M e (Al (OH) 3 ) është e barabartë me:
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
Në reaksionin (9) M e (Al (OH) 3) është e barabartë me:
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
Në reaksionin (10) M e (Al (OH) 3) është e barabartë me:
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
Ligjet themelore të kimisë
Dega e kimisë që merr parasysh marrëdhëniet e masës dhe vëllimit midis reaktantëve quhet stoikiometri. Ligjet stekiometrike formojnë bazën e stekiometrisë: ruajtja e masës së substancave, qëndrueshmëria e përbërjes, ekuivalentët, raportet e shumëfishta, raportet e vëllimit, Avogadro. Disa prej tyre janë propozuar për shqyrtim.
Ligji i ruajtjes së masës së materies
Ligji i ruajtjes së masës së lëndës u formulua nga shkencëtari i madh rus Mikhail Vasilievich Lomonosov në 1748 dhe u konfirmua eksperimentalisht nga ai vetë në 1756 dhe në mënyrë të pavarur nga kimisti francez A. L. Lavoisier në 1789.
Aktualisht është formuluar kështu: masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është e barabartë me masën e substancave të formuara si rezultat i reaksionit.
Nga pikëpamja e teorisë atomike dhe molekulare, thelbi i ligjit të ruajtjes së masës së substancave është se në reaksionet kimike atomet nuk zhduken dhe nuk lindin nga asgjëja, numri i tyre mbetet i pandryshuar para dhe pas reaksionit. Prandaj, atomet kanë një masë konstante dhe numri i tyre nuk ndryshon si rezultat i reaksionit, por ndodh vetëm një rirregullim i atomeve, atëherë masa e substancave para dhe pas reaksionit mbetet konstante.
Ligji i ruajtjes së masës është një rast i veçantë e drejta e zakonshme natyra e ligjit të ruajtjes së energjisë, i cili thotë se energjia e një sistemi të izoluar është konstante. Energjia është një masë e lëvizjes dhe ndërveprimit lloje te ndryshmeçështje. Në çdo proces në një sistem të izoluar, energjia nuk prodhohet apo shkatërrohet, ajo mund të transferohet vetëm nga një formë në tjetrën. .
Një formë e energjisë është e ashtuquajtura energji e pushimit, e cila lidhet me masën nga ekuacioni i Ajnshtajnit:
E \u003d m C 2
ku E është energjia e trupit,
m - pesha e trupit,
c është shpejtësia e dritës në vakum, e barabartë me 299,792,458 m/s.
Kjo lidhje shpreh ekuivalencën e masës dhe energjisë. Ekuivalenca e masës dhe energjisë është një koncept fizik sipas të cilit masa e një trupi është një masë e energjisë që përmban ai. Gjëja më e rëndësishme është se formula e Ajnshtajnit zbulon mundësinë e shndërrimeve të ndërsjella të energjisë dhe masës, ose, me fjalë të tjera, mundësinë e shndërrimit të energjisë së pushimit në lloje të tjera të energjisë. Rrjedhimisht, masa dhe energjia nuk ruhen veçmas, por së bashku, gjë që jep arsye për të folur për një ligj të kombinuar të ruajtjes së masës dhe energjisë.
Në reaksionet kimike, ndryshimi në masë i shkaktuar nga çlirimi ose thithja e energjisë mund të neglizhohet. Efekti tipik termik i një reaksioni kimik është, sipas madhësisë, 100 kJ/mol. Në të njëjtën kohë, ndryshimi i masës
Kështu, është krejtësisht legjitime të përdoret ligji i ruajtjes së masës së materies në përgatitje ekuacionet kimike dhe gjatë kryerjes së llogaritjeve stekiometrike.
Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes
Sipas ligjit të qëndrueshmërisë së përbërjes, çdo përbërës kimikisht i pastër ka gjithmonë të njëjtën përbërje sasiore, pavarësisht nga mënyra e përgatitjes së tij. Ky ligj u shfaq si rezultat i një mosmarrëveshjeje të gjatë (1801 1808) midis kimistëve francezë J. Proust, i cili besonte se marrëdhënia midis elementeve që formojnë komponimet duhet të ishte konstante dhe C. Berthollet, i cili besonte se përbërja e përbërjeve kimike është e ndryshueshme. Si rezultat i verifikimit të kujdesshëm eksperimental, pikëpamja e Prustit, i cili e konsideronte përbërjen e përbërjeve si konstante, triumfoi. Ligji i përbërjes konstante luajti një rol të rëndësishëm në zhvillimin e kimisë dhe ende ruan rëndësinë e tij, por doli që jo të gjitha përbërjet kanë një përbërje konstante. Në 1912-1913, N. S. Kurnakov vërtetoi se kishte komponime me përbërje të ndryshueshme, të cilat ai propozoi t'i quante berthollide.
Sipas ide moderne, qëndrueshmëria e përbërjes është karakteristike vetëm për përbërjet me strukturë molekulare .
Kështu, një përbërje kimike konstante dhe e pandryshueshme vërehet vetëm për molekulat (për shembull, NH 3, H 2 O, SO 2, etj.), Si dhe kristalet me strukturë molekulare, që përbëjnë nga 3 deri në 5% të numrit të përgjithshëm të lëndëve të ngurta inorganike. Mirë shembuj të famshëm janë jodi i ngurtë, oksigjeni, azoti, dioksidi i karbonit, gazrat fisnikë në gjendje të ngurtë.
Tani është vërtetuar se komponimet me përbërje të ndryshueshme përfshijnë jo vetëm lidhjet metalike(metalide), por edhe okside të shumta, sulfide, selenide, teluride, nitride, fosfide, karbide, silicide.
Natyra e devijimeve nga stoikiometria në komponimet me përbërje të ndryshueshme është se në çdo temperaturë përveç zeros absolute, ekzistojnë defekte strukturore në një kristal të vërtetë. Me rritjen e temperaturës rritet përqendrimi i këtyre defekteve, gjë që çon në rritjen e entropisë (çrregullimit) të sistemit. I ashtuquajturi kristal ideal ka një strukturë absolutisht të renditur, në të cilën çdo atom zë vendin e tij të synuar në nëngrilë. Në këtë rast, të gjitha nyjet janë të zëna, dhe ndërnyjet janë të lira. Një strukturë e tillë e idealizuar ka rend të plotë (entropia është zero) dhe mund të realizohet vetëm në temperaturën zero absolute. Me një rritje të temperaturës, shkeljet e strukturës ideale janë të mundshme për shkak të shfaqjes së vendeve të pabanuara në rrjetën kristalore, shfaqjes së atomeve në interstiksione ose ekzistencës së atomeve të huaja në vendet e rrjetës. Shfaqja e defekteve të tilla në kristalet reale çon në jostoikometri. Një përbërës i studiuar mirë me përbërje të ndryshueshme është sulfuri i hekurit FeS. Për kristalet natyrale të sulfurit të hekurit, ka një mungesë prej 10 deri në 20% të atomeve të hekurit kundrejt përbërjes së formulës.Për oksidin e titanit (II) vërehet një shkelje e përbërjes stekiometrike në lidhje me të dy llojet e atomeve. Në TiO, në varësi të kushteve të prodhimit (temperatura, presioni i oksigjenit), fraksioni atomik i oksigjenit mund të ndryshojë nga 0,58 në 1,33. Kjo do të thotë që të gjitha përbërjet e oksidit të titanit (II) nga 0,58 në 1,00 do të karakterizohen nga mungesa e atomeve të oksigjenit (përkatësisht, një tepricë e atomeve të titanit) kundër stoikiometrisë. Dhe kompozimet nga 1.00 në 1.33 do të kenë një tepricë të atomeve të oksigjenit (ose mungesë atomesh të titanit) në krahasim me përbërjen stoikiometrike.
Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes dikur u formulua në lidhje me molekulat, dhe për këtë arsye është i vlefshëm për formën molekulare të ekzistencës së materies. Aktualisht, ky ligj është formuluar duke marrë parasysh ekzistencën e strukturës molekulare dhe jo-molekulare të materies.
Përbërja e një përbërjeje molekulare mbetet konstante pavarësisht nga mënyra e përgatitjes së saj. Në mungesë të një strukture molekulare në një të dhënë gjendja e grumbullimit përbërja e substancës varet nga kushtet e përgatitjes së saj dhe të përpunimit të mëparshëm.
Për shembull, amoniaku, pavarësisht nga metodat e prodhimit (sinteza e drejtpërdrejtë nga elementët, zbërthimi i kripërave të amonit, veprimi i acideve në nitridet e metaleve aktive, etj.), Ka një përbërje molekulare konstante: ka tre atome hidrogjeni për atom të azotit. Dhe për oksidin e titanit (II), përbërja e përbërjes varet nga kushtet për marrjen e temperaturës dhe presionit të avullit të oksigjenit.
2.3 Ligji i Avogadros
Studimi i vetive të gazeve i lejoi fizikanit italian A. Avogadro në 1811. për të shprehur një hipotezë, e cila më pas u konfirmua nga të dhënat eksperimentale dhe u bë e njohur si ligji i Avogadro: në vëllime të barabarta gazra të ndryshëm në të njëjtat kushte (temperaturë dhe presion) përmban të njëjtin numër molekulat.
Një pasojë e rëndësishme rrjedh nga ligji i Avogadro: moli i çdo gazi në kushte normale(0 C (273 K) dhe një presion prej 101.3 kPa ) zë një vëllim të barabartë me 22.4 litra. Ky vëllim përmban 6,02×10 23 molekula gazi (numri i Avogadros).
Nga ligji i Avogadro-s rezulton gjithashtu se masat e vëllimeve të barabarta të gazrave të ndryshëm në të njëjtën temperaturë dhe presion janë të lidhura me njëra-tjetrën si masat molare të këtyre gazeve:
ku m 1 dhe m 2 janë masa,
M 1 dhe M 2 - pesha molekulare gazrat e parë dhe të dytë.
Meqenëse masa e një lënde përcaktohet nga formula
ku ρ është dendësia e gazit,
V është vëllimi i gazit,
atëherë dendësia e gazeve të ndryshme në të njëjtat kushte janë proporcionale me to masat molare. Bazuar në këtë përfundim të ligjit të Avogadro-s, metoda më e thjeshtë përcaktimi i masës molare të substancave në gjendje të gaztë.
.
Nga ky ekuacion, mund të përcaktoni masën molare të gazit:
.
Ligji i marrëdhënieve vëllimore
Studimet e para sasiore të reaksioneve ndërmjet gazeve i përkasin shkencëtarit francez Gay-Lussac, autorit të ligjit të njohur për zgjerimin termik të gazeve. Duke matur vëllimet e gazeve që kanë hyrë në një reaksion dhe janë formuar si rezultat i reaksioneve, Gay-Lussac arriti në një përgjithësim të njohur si ligji i raporteve të thjeshta vëllimore: vëllimet e gazeve që reagojnë janë të lidhura me njëri-tjetrin dhe vëllimet e produktet e reaksionit të gaztë të formuar si numra të plotë të vegjël të barabartë me koeficientët e tyre stekiometrikë .
Për shembull, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O kur ndërveprojnë dy vëllime hidrogjeni dhe një vëllim oksigjeni, formohen dy vëllime avulli uji. Ligji është i vlefshëm kur matjet e vëllimeve kryhen në të njëjtën presion dhe të njëjtën temperaturë.
Ligji i ekuivalentëve
Futja e koncepteve të "ekuivalentit" dhe "masës molare të ekuivalentëve" në kimi bëri të mundur formulimin e një ligji të quajtur ligji i ekuivalentëve: masat (vëllimet) e substancave që reagojnë me njëra-tjetrën janë proporcionale me masat (vëllimet) molare të ekuivalentëve të tyre .
Duhet të ndalemi në konceptin e vëllimit të ekuivalentëve molorë të gazit. Siç del nga ligji i Avogadro-s, një mol i çdo gazi në kushte normale zë një vëllim të barabartë me 22,4 l. Prandaj, për të llogaritur vëllimin e ekuivalentëve mole të një gazi, është e nevojshme të dihet numri i ekuivalentëve mole në një mol. Meqenëse një mol hidrogjen përmban 2 mol ekuivalentë të hidrogjenit, atëherë 1 mol ekuivalente hidrogjeni zë një vëllim në kushte normale:
Zgjidhja e detyrave tipike
Informacione të ngjashme.