Из данного урока вы узнаете, в чем заключается сущность химической реакции с позиции атомно-молекулярной теории. Урок посвящен изучению одного из важнейших законов химии - закона сохранения массы веществ.
Тема: Первоначальные химические представления
Урок: Сущность химической реакции. Закон сохранения массы веществ
Вопрос о сущности химического превращения долгое время оставался загадкой для естествоиспытателей. Только с развитием атомно-молекулярной теории стало возможным предположить, как на уровне атомов и молекул происходят химические реакции.
В соответствие с атомно-молекулярной теорией, вещества состоят из молекул, а молекулы – из атомов. В ходе химической реакции атомы, входящие в состав исходных веществ, не исчезают и не появляются новые атомы.
Тогда, мы можем предположить, что в результате химической реакции продукты реакции образуются из атомов, которые ранее входили в состав исходных веществ. Вот модель химической реакции:
Рис. 1. Модель химической реакции с позиции АМТ
Проанализировав данную модель, мы можем выдвинуть гипотезу (научно обоснованное предположение):
Суммарная масса продуктов реакции должна быть равна суммарной массе исходных веществ.
Еще Леонардо да Винчи сказал: «Знания, не проверенные опытом, матерью всякой достоверности, бесплодны и полны ошибок». Значит, гипотеза никогда не станет законом, если ее не подтвердить экспериментально.
Экспериментальный метод в химии начал широко использоваться после исследований Р. Бойля в 17 в. Английский естествоиспытатель прокаливал металлы в незапаянных сосудах – ретортах и обнаружил, что после прокаливания масса металла становилась больше.
Основываясь на этих опытах, он не учитывал роль воздуха и сделал неправильный вывод, что масса веществ в ходе химических реакций изменяется.
М.В. Ломоносов, в отличие от Р. Бойля, прокаливал металлы не на открытом воздухе, а в запаянных ретортах и взвешивал их до и после прокаливания. Он доказал, что масса веществ до и после реакции остается неизменной и что при прокаливании к металлу присоединяется воздух (кислород в то время не был еще открыт). Но Ломоносов не опубликовал результаты своих исследований.
В 1774 г. опыты Р. Бойля повторил А. Лавуазье с совершенно такими же результатами, как и Ломоносов. Но он сделал новое, очень важное, наблюдение, а именно, что только часть воздуха запаянной реторты соединилась с металлом и что увеличение веса металла, перешедшего в окалину, равно уменьшению веса воздуха в реторте. Вместе с тем часть металла осталась в свободном виде.
Таким образом, независимо друг от друга, М.В. Ломоносов и А. Лавуазье подтвердили справедливость предположения о сохранении массы веществ в результате химической реакции.
Это предположение стало законом лишь после десятилетнего исследования немецкого химика Г. Ландольта в начале 20 века. Сегодня закон сохранения массы веществ формулируется так:
Масса веществ, участвующих в реакции, равна массе продуктов реакции .
Подтвердить правильность закона сохранения массы веществ можно с помощью следующего опыта. В первом сосуде Ландольта подготовим растворы йодида калия и нитрата свинца. Во втором сосуде – пройдет реакция хлорида железа с роданидом калия. Плотно закрываем пробки. Уравновешиваем чашки весов. Сохранится ли равновесие после окончания реакций? В первом сосуде выпадает желтый осадок йодида свинца, во втором образуется темно-красный роданид трехвалентного железа. В сосудах Ландольта произошли химические реакции: образовались новые вещества. Но равновесие не нарушилось (Рис. 2). Масса исходных веществ всегда равна массе продуктов реакции.
Рис. 2. Эксперимент, подтверждающий правильность закона сохранения массы веществ
Приведем пример еще одного опыта, доказывающего правильность закона сохранения массы веществ в химических реакциях. Внутри колбы при закрытой пробке будет гореть свеча. Уравновесим весы. Подожжем свечу и опустим ее в колбу. Плотно закроем колбу пробкой. Горение свечи – это химический процесс. Израсходовав находящийся в колбе кислород, свеча гаснет, химическая реакция завершается. Но равновесие весов не нарушается: масса продуктов реакции остается такой же, какой была масса исходных веществ (Рис. 3).
Рис. 3. Эксперимент с горящей свечой в колбе
Открытие закона сохранения массы веществ имело огромное значение для дальнейшего развития химии. На основании закона сохранения массы веществ производят важнейшие расчеты и составляют уравнения химических реакций.
1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.
2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.15-16)
3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§6)
4. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобр. учреждений / Г.Е. Рудзитис, ФюГю Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
с. 16 №№ 3,5 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.
1. Закон сохранения массы и энергии.
Это объединенный закон. В него входят два закона.
I. Закон сохранения массы : Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.
Этот закон был открыт М. В. Ломоносовым 1748 г. и дополнен А. Л. Лавуазье в 1789 г.
В процессе реакции сохраняется масса каждого 1 элемента.
Этот закон позволяет составлять уравнения химических реакций и осуществлять расчеты на их основе. Он не является абсолютным (см. ниже). Абсолютным является закон сохранения энергии.
2.Закон сохранения энергии: Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.
Этот закон - результат работ А. Эйнштейна. Он установил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):
Е = тс 2 , (6)
где с - скорость света в вакууме, равная -300 000 км/с. Поскольку в результате химической реакции выделяется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).
Образование одного моля хлороводорода из простых веществ сопровождается тепловым эффектом 92,3 кДж/моль, что соответствует потере массы вещества («дефект массы») около 10 -9 г.
Следующие законы справедливы только для соединений с постоянным составом молекул - дальтонидов. Они отличаются от соединений, имеющих переменный состав молекул - бертоллидов.
В сплавах металлов содержатся соединения типа М т М л, где т и n - переменные.
2. Закон постоянства состава (Ж. Л. Пруст, 1801).
Соотношение между массами химических элементов, входящих в состав данного соединения, есть величина постоянная, не зависящая от способа его получения.
3. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803).
Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на определенную массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.
В оксиде углерода (II) СО: М(С)/М(О) = 12/16 = 3/4, в оксиде углерода (IV) СО 2: М(С)/М(2О) = 12/32 = 3/8. Следовательно, массы углерода, приходящиеся на определенную массу кислорода, в этих соединениях относятся, как:
3 / 4: 3 / 8 =2:1
4. Закон простых объемных отношений (Ж. Л. Гей-Люссак, 1808).
Объемы вступивших в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газов как небольшие целые числа.
В реакции образования аммиака в соответствии со стехиомет-рическими коэффициентами в уравнении реакции:
H 2 + 3N 2 = 2NH 3 получаем, что V(N 2) : V(Н 2) : V(NН 3) = 1:3:2.
5. Закон Авогадро (1811). В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р и Т) содержится одинаковое число молекул.
Этот закон вытекает из анализа уравнения состояния идеального газа Менделеева-Клапейрона:
рV = nRТ.
Это уравнение можно записать для двух газов: p 1 V 1 = V 1 RТ 1 , р 2 V 2 = V 2 RТ 2 .
При равенстве p 1 = р 2 , T 1 = Т 2 и V i = V 2 будут равны и количества веществ газов: n 1 = n 2 или, с учетом числа Авогадро:
n 1 ·N А = n 2 · N A ,
т. е. будет равно и число молекул этих газов.
Закон Авогадро имеет следствия:
1. Одинаковое число молекул любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.
2. Массы газов, взятых в одинаковых объемах при одинаковых условиях (р, Т), относятся друг к другу как их молярные массы:
т 1 /т 2 = М 1 /М 2 . (7)
Это следствие вытекает из равенства количеств веществ этих газов (см. выше): ν 1 = ν 2 .
Подставляя вместо количества вещества отношение его массы к молярной массе (уравнение 2) получим:
т 1 /М 1 = т 2 /М 2
т 1 /т 2 = М г /М 2 .
Второе следствие позволяет вывести уравнение для определения молярной массы неизвестного газа по известной величине относительной плотности этого газа по другому известному газу.
После подстановки в числитель и знаменатель левой части уравнения 7 объемов первого и второго газов, которые равны, получаем:
т 1 · V 2 /т 2 · V 1 = М 1 /М 2 .
Отношение массы вещества к его объему заменяем на плотность (см. уравнение 5):
Р 1 /Р 2 = М 1 /М 2
и получаем уравнение для расчета молекулярной массы первого газа по второму:
М 1 = (ρ 1 / ρ 2)·М 2 = D 1/2 М 2 (8)
Или в общем виде:
М = D г М г (9)
где D Г - относительная плотность первого газа по второму.
Если известна плотность данного газа по водороду, то используют уравнение:
М = 2DН 2 . (10)
Если известна плотность газа по воздуху, то используют уравнение:
М = 29D возд. (11)
Из данного урока вы узнаете, в чем заключается сущность химической реакции с позиции атомно-молекулярной теории. Урок посвящен изучению одного из важнейших законов химии - закона сохранения массы веществ.
Тема: Первоначальные химические представления
Урок: Сущность химической реакции. Закон сохранения массы веществ
Вопрос о сущности химического превращения долгое время оставался загадкой для естествоиспытателей. Только с развитием атомно-молекулярной теории стало возможным предположить, как на уровне атомов и молекул происходят химические реакции.
В соответствие с атомно-молекулярной теорией, вещества состоят из молекул, а молекулы – из атомов. В ходе химической реакции атомы, входящие в состав исходных веществ, не исчезают и не появляются новые атомы.
Тогда, мы можем предположить, что в результате химической реакции продукты реакции образуются из атомов, которые ранее входили в состав исходных веществ. Вот модель химической реакции:
Рис. 1. Модель химической реакции с позиции АМТ
Проанализировав данную модель, мы можем выдвинуть гипотезу (научно обоснованное предположение):
Суммарная масса продуктов реакции должна быть равна суммарной массе исходных веществ.
Еще Леонардо да Винчи сказал: «Знания, не проверенные опытом, матерью всякой достоверности, бесплодны и полны ошибок». Значит, гипотеза никогда не станет законом, если ее не подтвердить экспериментально.
Экспериментальный метод в химии начал широко использоваться после исследований Р. Бойля в 17 в. Английский естествоиспытатель прокаливал металлы в незапаянных сосудах – ретортах и обнаружил, что после прокаливания масса металла становилась больше.
Основываясь на этих опытах, он не учитывал роль воздуха и сделал неправильный вывод, что масса веществ в ходе химических реакций изменяется.
М.В. Ломоносов, в отличие от Р. Бойля, прокаливал металлы не на открытом воздухе, а в запаянных ретортах и взвешивал их до и после прокаливания. Он доказал, что масса веществ до и после реакции остается неизменной и что при прокаливании к металлу присоединяется воздух (кислород в то время не был еще открыт). Но Ломоносов не опубликовал результаты своих исследований.
В 1774 г. опыты Р. Бойля повторил А. Лавуазье с совершенно такими же результатами, как и Ломоносов. Но он сделал новое, очень важное, наблюдение, а именно, что только часть воздуха запаянной реторты соединилась с металлом и что увеличение веса металла, перешедшего в окалину, равно уменьшению веса воздуха в реторте. Вместе с тем часть металла осталась в свободном виде.
Таким образом, независимо друг от друга, М.В. Ломоносов и А. Лавуазье подтвердили справедливость предположения о сохранении массы веществ в результате химической реакции.
Это предположение стало законом лишь после десятилетнего исследования немецкого химика Г. Ландольта в начале 20 века. Сегодня закон сохранения массы веществ формулируется так:
Масса веществ, участвующих в реакции, равна массе продуктов реакции .
Подтвердить правильность закона сохранения массы веществ можно с помощью следующего опыта. В первом сосуде Ландольта подготовим растворы йодида калия и нитрата свинца. Во втором сосуде – пройдет реакция хлорида железа с роданидом калия. Плотно закрываем пробки. Уравновешиваем чашки весов. Сохранится ли равновесие после окончания реакций? В первом сосуде выпадает желтый осадок йодида свинца, во втором образуется темно-красный роданид трехвалентного железа. В сосудах Ландольта произошли химические реакции: образовались новые вещества. Но равновесие не нарушилось (Рис. 2). Масса исходных веществ всегда равна массе продуктов реакции.
Рис. 2. Эксперимент, подтверждающий правильность закона сохранения массы веществ
Приведем пример еще одного опыта, доказывающего правильность закона сохранения массы веществ в химических реакциях. Внутри колбы при закрытой пробке будет гореть свеча. Уравновесим весы. Подожжем свечу и опустим ее в колбу. Плотно закроем колбу пробкой. Горение свечи – это химический процесс. Израсходовав находящийся в колбе кислород, свеча гаснет, химическая реакция завершается. Но равновесие весов не нарушается: масса продуктов реакции остается такой же, какой была масса исходных веществ (Рис. 3).
Рис. 3. Эксперимент с горящей свечой в колбе
Открытие закона сохранения массы веществ имело огромное значение для дальнейшего развития химии. На основании закона сохранения массы веществ производят важнейшие расчеты и составляют уравнения химических реакций.
1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.
2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.15-16)
3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§6)
4. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобр. учреждений / Г.Е. Рудзитис, ФюГю Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
с. 16 №№ 3,5 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.
СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Все определяется мерой, числом и весом.
Г. Кавендиш
Закон сохранения массы веществ
Закон сохранения массы впервые сформулировал М. В. Ломоносов в 1748 г. Экспериментально он подтвердил его на примере обжигания металлов в запаянных сосудах в 1756 г. Протекание химических реакций путем взвешивания исходных веществ и продуктов Ломоносов изучал в созданной им в 1748 г. при Академии наук химической лаборатории в г. Санкт-Петербурге.
М. В. Ломоносов в письме к Л. Эйлеру от 5 июля 1748 г. сформулировал этот закон так: «Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у другого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю от бодрствования и т. д. Так как это всеобщий закон природы, то он распространяется и на правила движения: тело, которое своим толчком возбуждает другое к движению, столько же теряет от своего движения, сколько сообщает другому, им двинутому».
Несколько позже (1789 г.) закон сохранения массы был независимо от Ломоносова установлен А. Л. Лавуазье, который показал, что при химических реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ: «Ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки. На этом положении основано все искусство делать опыты в химии». («Начальный курс химии», 1789 г.).
Современная формулировка закона:
Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции .
В процессе химической реакции остаются неизменными ядра атомов. Однако атом – это не только ядро, но и окружающие его электроны. В процессе химического взаимодействия происходит перестройка электронной структуры (во всяком случае, внешних электронных слоев), так что атом изменяется, и совсем не очевидно, что его масса остается постоянной. Но число электронов, как и ядер, сохраняется.
Закон сохранения массы, как и другие законы сохранения, строго выполняется, но нуждается в некоторых пояснениях. В 1905 г. А. Эйнштейн показал, что между массой тела (m) и его энергией (Е) существует связь, выражаемая соотношением:
где с – скорость света в вакууме. Это уравнение Эйнштейна справедливо как для макроскопических тел, так и для частиц микромира (например, электронов, протонов). В ходе химических реакций всегда выделяется или поглощается энергия, поэтому изменяется и масса веществ, участвующих в реакции.
Задание для самостоятельной работы. Определите значение массы, отвечающее количеству теплоты, выделяющейся в ходе реакции
Н 2(г) + 1/2О 2(г) = Н 2 О (г) + 241,8 кДж.
Можно ли заметить такое изменение массы в химических процессах?
Для каких процессов изменение массы в результате выделения или поглощения энергии становится заметным?
Как нужно переформулировать закон сохранения массы, чтобы он соблюдался для любых процессов?
Пример 2.1. Прокаливанием 100 г карбоната кальция получено 56 г оксида кальция и 22,4 л оксида углерода (IV) (н. у.). Противоречит ли это закону сохранения массы веществ?
Решение. По закону Авогадро при нормальных условиях 22,4 л газа соответствует 1 моль этого вещества. Следовательно, в процессе реакции образовался 1 моль СО 2 . Масса 1 моль углекислого газа:
m(СО 2) = ν(СО 2) · M(СО 2); M(СО 2) = 44 г/моль; m(СО 2) = 1 · 44 = 44 (г).
Сумма масс продуктов реакции составит:
56 + 44 = 100 (г),
что равняется массе исходного карбоната кальция. Следовательно, закон сохранения массы выполняется.
1 | | | | | | | |
Продукты любой химической реакции состоят из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества. При химических реакциях атомы сохраняются, значит должна сохраняться и масса всех атомов. В таком случае продукты любой химической реакции должны иметь такую же массу, как и исходные вещества.
После проведения некоторых опытов, может показаться, что утверждение о массе веществ неверно. Например, при прокаливании металлы превращаются в хрупкие окалины, масса которых всегда больше массы металлов до опыта. Но почему? Может быть, какие-либо частицы из воздуха присоединяются к металлу? М.В.Ломоносов нашёл ответ на этот вопрос: он прокаливал металлы в закрытых сосудах. Металл превращался в окалину, и масса сосуда с окалиной оставалась такой же, как и масса сосуда с металлом. Получается, масса, которая содержится в сосуде воздуха, уменьшилась на столько, на сколько увеличилась масса металла.
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе образовавшихся веществ.
Этот один из основных законов химии называется законом сохранения массы вещества. Впервые этот закон был сформулирован М.В. Ломоносовым так:
«Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте».
Из закона сохранения массы вещества следует, что вещества не могут возникать из ниоткуда и из ничего или превращаться в ничто. Даже, если нам кажется, что при химической реакции получается лишнее количество вещества или же масса вещества после химической реакции стала меньше, то это значит, что мы не учли всех участвующих в реакции или получающихся веществ.
Например, когда горит древесина нам кажется, что вещества, из которых она образована исчезают без следа. Но при тщательном изучении реакции можно увидеть, что это не так: масса веществ, затраченных при сгорании древесины (древесина + кислород), равна массе воды, золы и углекислого газа, которые получились при горении.
Пользуясь законом сохранения массы можно вычислить массу или одного вступившего в реакцию вещества или одного из полученных веществ, если известны массы всех остальных. Так, если необходимо узнать массу кислорода, получившегося при разложении определённого количества оксида ртути, то для этого нам не нужно собирать кислород для взвешивания. Достаточно определить массу участвующего в реакции оксида ртути и массу ртути, которая выделилась в результате реакции. Согласно закону сохранения массы сумма масс ртути и кислорода равняется массе разложившегося оксида ртути. Следовательно, вычитая из массы оксида ртути массу полученной ртути, мы получим массу выделившегося кислорода.
Например, решим такую задачу: мы взяли 2,56 г. оксида ртути, а после реакции получили 1,95 г. ртути. Какова масса образовавшегося в результате реакции кислорода?
Оксид ртути = ртуть + кислород
2, 56 = 1,95 + х
х = 2,56 – 1,95
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
