Закон сохранения массы веществ. ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ

Учитель химии МАОУ «СОШ №12» г. Кунгура Пермского края Фотеева В.А.

ТЕСТ

2вариант

1 вариант

к физическим?

А) кипение воды

А) замерзание воды

Б) разложение воды электрическим током

Б) горение серы

В) брожение сока

В) гашение соды с уксусом

Г) плавление металлов

Г) плавление парафина

Д) подгорание пищи

Д) выпаривание раствора соли

Е) перегонка воды

Е) подгорание пищи

Ж) фильтрование

Ж) гашение соды уксусом

З) заваривание чая

З) пожелтение листьев

Проверка

2вариант

1 вариант

Какие из перечисленных явлений относятся к физическим?

Какие из перечисленных явлений являются химическими (химическими реакциями)?

А) кипение воды

Б) горение серы

В) брожение сока

Г) плавление парафина

Д) подгорание пищи

Д) выпаривание раствора соли

Ж) фильтрование

Ж) гашение соды уксусом

З) заваривание чая

З) пожелтение листьев

Давайте вспомним!!!

• Что называется химической реакцией?
• Какие вы знаете признаки химических реакций?
• А как вы думаете, происходят ли с веществами количественные изменения, например, что происходит с массой веществ?
• Какие будут мнения?
• Мнения разделись. Кто же из вас прав?

Какова будет тема урока?

(Что происходит с массой веществ при химических реакциях?)

• Как мы это можем выяснить?
• (Провести опыт, прочитать в учебнике).

ОПЫТ:

в замкнутой системе взвешиваются вещества, вступающие в реакцию: растворы хлорида бария (BaCl 2) и сульфата магния (МgSO 4) - m1 , а также образующиеся в результате реакции вещества: сульфата бария (BaSO 4) и хлорида магния (МgCl2) - m2.

• Какое явление вы наблюдали? Почему вы так считаете?
• Что произошло с массой веществ до и после реакции?
• Что является мельчайшей частицей вещества?
• Из каких частиц состоят молекулы? Вспомните определение АТОМА.
• Что показывает химическая формула?
• Как рассчитывается молярная масса, масса вещества?
• Так почему же m1=m2?
• Можете ли вы сразу ответить на данный вопрос? Почему? Что нужно знать?

(Может быть, знать химические формулы - состав веществ до и после реакции и посмотреть изменяется ли атомный состав веществ до и после реакции?)

• Какой вопрос возникает?

(Изменяется ли атомный состав веществ до и после реакции?)

• Какова цель нашего урока?

(Выяснить, изменяется ли качественный и количественный состав атомов при хим. реакциях?)

Решение проблемы

Запишем данную реакцию на русском,а затем на хим.языке:

хлорид бария + сульфат магния сульфат бария + хлорид магния

• 1атом Ba 1атом Mg 1атом Ba 1атом Mg
• 2атома Cl 1атом S 1атом S 2 атома Cl
• 4атома O 4атома O

До реакции После реакции

Какой вывод можно сделать?

( Атомы и их состав до и после реакции не изменились )

• Результаты взвешивания веществ до и после реакции подтверждают закон сохранения массы веществ. Учащиеся стоят перед решением проблемной задачи: почему m1=m2? Благодаря актуализации ранее полученных знаний о строении веществ, учащиеся сравнительно легко приходят к следующему выводу: m1= m2, так как атомы и их количество в результате химических превращений не изменяются, а только соединяются по-другому с образованием новых веществ.

Давайте проверим наш вывод расчётами:

BaCl 2 + MgSO 4 Ba SO 4 + Mg Cl 2

До реакции - m1 После реакции – m2

Что показали расчёты?

Что Вы доказали?

(m1= m2 ) Почему?

Закон сохранения

массы вещества

«Все перемены в натуре случающиеся такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько же присовокупится к другому. Так, ежели где убудет материи, то умножится в другом месте...»

Давайте вспомним

Химическая формула – условная запись состава вещества с помощью химических знаков и индексов.

Индекс показывает число атомов в формульной единице вещества.

Коэффициент показывает число несоединенных друг с другом частиц

Химическая формула

Коэффициент

Индекс

5Н 2 О

На основании данного закона составляют уравнения химических реакций

с помощью химических формул, коэффициентов и

математических знаков.

Уравнение реакции

х А + у В = с АВ

А,В, АВ- химические формулы

х, у, с - коэффициенты

ФОСФОР + КИСЛОРОД = ОКСИД ФОСФОРА (V)

1. P + O 2 P 2 +5 O 5 -2

2 . Начинаем с кислорода.

3. O - 2 атома слева O - 5 атомов справа

4. НОК = 10

5. 10: 2 = 5 P + 5 O 2 P 2 O 5

6. 10: 5 = 2 P + 5O 2 2 P 2 O 5

7. В левую часть уравнения перед формулой фосфора необходимо поставить

коэффициент – 4

4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5

Выполнить упражнения:

1.Расставить коэффициенты в химической реакции

Al + O 2 Al 2 O 3

2.Записать химическую реакцию химическими формулами и расставить коэффициенты

гидроксид железа (III) + азотная кислота нитрат железа (III) + вода

Самостоятельная работа.

1 уровень:

Найдите и исправьте ошибки:

Al + 3HCl ═ AlCl 3 + 3H 2

2 уровень:

Расставьте коэффициенты в схеме химической реакции:

FeSO 4 + KOH → Fe(OH) 2 + K 2 SO 4

3 уровень:

Составьте уравнение химической реакции и расставьте коэффициенты:

Оксид фосфора (V) + гидроксид натрия → фосфат натрия + вода

Ответы

1 уровень:

2 Al + 6 HCl ═ 2 AlCl 3 + 3 H 2

2 уровень:

FeSO 4 + 2 KOH ═ Fe(OH) 2 + K 2 SO 4

3 уровень:

P 2 O 5 + 6 NaOH ═ 2 Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

m2 " width="640"

Подобно Бойлю русский учёный делал опыт в запаянных ретортах. Но, в отличие от Бойля, Ломоносов взвешивал сосуды как до, так и после прокаливания не вскрывая. m1=m2

После двух часов нагревания был открыт запаянный кончик реторты, причём в неё ворвался с шумом наружный воздух.

По нашему наблюдению при этой операции была прибыль в весе на 8 гранов…» m1 m2

ПРОВЕРЬ СЕБЯ

1).М.В. Ломоносов открыл закон сохранения массы веществ в:

А.1789г. Б.1756г. В.1673г.

2).Установите правильную последователь- ность закона сохранения массы веществ:

A - массе веществ,

Б- масса веществ

В- в результате ее

Г-вступивших в реакцию,

Д-получившихся

Е- равна

3). Условная запись химической реакции это- А. химическая формула Б. коэффициент

В. химическое уравнение Г. индекс

РЕФЛЕКСИЯ

Выберите выражение, которое соответствует Вашей работе на уроке:

1. Терпение и труд всё перетрут.

2. Тяжело в учении – легко в бою.

3. Плох тот солдат, который не мечтает стать генералом.

4. Единственный путь, ведущий к знанию, - это деятельность.

5. Всякое знание лишь тогда имеет ценность, когда оно делает нас энергичнее.

Домашнее задание

Стр.96-98 § 27, упр.1(б), 2(г),3(б)

Давайте вспомним!!!

• Какие явления называются химическими?
• Какие условия необходимы для того, чтобы произошла химическая реакция?
• По каким признакам можно судить о том, что произошла химическая реакция?
• А как мы обозначали состав вещества?
• А реакцию можно обозначить? Какова тема и цель нашего урока?

Закон сохранения массы.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы – закона сохранения материи и энергии. На основании этого закона химические реакции можно отобразить с помощью химических уравнений, используя химические формулы веществ и стехиометрические коэффициенты, отражающие относительные количества (число молей) участвующих в реакции веществ.

Например, реакция горения метана записывается следующим образом:

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

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

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

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы mсоотношением E = m c 2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10 -11 г и mпрактически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где Е в ~10 6 раз больше, чем в химических реакциях, m следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Закон постоянства состава

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст , 1801 -1808гг .) - любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов , причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии .

Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe 1-x O).

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА

Согласно закону постоянства состава, всякое чистое вещество имеет постоянный состав независимо от способа его получения. Так, оксид кальция можно получить следующими способами: Независимо от того, каким способом получено вещество СаО, оно имеет постоянный состав: один атом кальция и один атом кислорода образуют молекулу оксида кальция СаО. Определяем молярную массу СаО: Определяем массовую долю Са по формуле: Вывод: В химически чистом оксиде массовая доля кальция всегда составляет 71,4% и кислорода 28,6%.

Закон кратных отношений

Закон кратных отношений - один из стехиометрических законов химии : если два вещества (простых или сложных ) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа , обычно небольшие.

Примеры

1) Состав оксидов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:

	Закись азота N 2 O	Окись азота NO	Азотистый ангидрид N 2 O 3	Двуокись азота NO 2	Азотный ангидрид N 2 O 5
Частное O/N

Разделив числа нижней строки на 0,57, видим, что они относятся как 1:2:3:4:5.

2) Хлористый кальций образует с водой 4 кристаллогидрата , состав которых выражается формулами: CaCl 2 ·H 2 O, CaCl 2 ·2H 2 O, CaCl 2 ·4H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl 2 , относятся как 1: 2: 4: 6.

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

2CO + O 2  2CO 2

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

b) При синтезе аммиака из элементов:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Уравнение Клайперона-Менделеева

Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:

где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль К) или 0,082 л атм/(моль К)).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.

Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода (II) массой 84 г?

Количество моль CO равно:

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

Объем CO при н.у. составляет

3 22,4 л = 67,2 л

Из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

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

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

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.

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

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

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

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ : в изолир. системе энергия системы остается постоянной, возможны лишь переходы одного вида энергии в другой. В термодинамике сохранения энергии закону соответствует первое начало термодинамики, к-рое выражается ур-нием Q = DU + W, где Q-кол-во сообщенной системе теплоты, DU-изменение внутр. энергии системы, W - совершенная системой работа. Частный случай сохранения энергии закона-Гесса закон.

Понятие энергии подверглось пересмотру в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905): полная энергия E пропорциональна массе т и связана с ней соотношением Е = тс2, где с-скорость света. Поэтому массу можно выражать в единицах энергии и сформулировать более общий закон сохранения массы и энергии: в изо-лир. системе сумма масс и энергии постоянна и возможны лишь превращения в строго эквивалентных соотношениях одних форм энергии в другие и эквивалентно связанные друг с другом изменения массы и энергии.

Закон эквивалентов

вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

эквивалентов: химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид: где m1 и m2 - массы реагирующих или образующихся веществ, m экв(1) и m экв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

Например: некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла. Решение: зная, что эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, составляет пропорцию: 28 г металла эквивалентны 11,2 л водорода х г металла эквивалентны 0,7 л водорода. Тогда х=0,7*28/11,2= 1,75 г.

Для определения эквивалента или эквивалентной массы необязательно исходить из его соединения с водородом. Их можно определить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

Например: при соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Нужно найти эквивалентную массу железа и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль. Решение: из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8-5,6=3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам, то есть 5,6 г железа эквивалентны 3,2 г серы mэкв (Fе) эквивалентна 16 г/моль серы. Отсюда следует, что m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 г/моль. Эквивалент железа равен: 3=mэкв(Fe)/M(Fe)=28 г/моль:56 г/моль=1/2. Следовательно, эквивалент железа равен 1/2 моля, то есть в 1 моле железа содержится 2 эквивалента.

Закон Авогадро

Следствия закона

Первое следствие из закона Авогадро: один мольлюбого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём .

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа V m . Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона:

.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму .

Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d - удельный вес его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха, принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицуудельный весводорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём черезС , мы из формулы имеем с другой стороны m = dC . Так как удельный вес параопределяется легко, то, подставляя значениеd в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Термохимия

Тепловой эффект химической реакции

Материал из Википедии - свободной энциклопедии

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс ).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH r O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивыхстандартных состояниях .

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля - то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии - ΔH 298,15 0 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия ), а 298,15 - температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу , оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество . Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I2(тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I2(ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствиезакона Гесса ):

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими . Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими . Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений ):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

где ΔC p (T 1 ,T f) - изменение теплоемкости в интервале температур от Т 1 до температуры фазового перехода; ΔC p (T f ,T 2) - изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T f - температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания

Стандартная энтальпия сгорания - ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава - гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК +о + ΔH гидрOH −о = −59 КДж/моль

Под энтальпией гидратации - ΔH гидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации

Стандартная энтальпия нейтрализации - ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH − = H 2 O, ΔH нейтр ° = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔH гидратации ° ионов при разбавлении.

Энтальпия

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении.Единицы энтальпии - британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура - это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды - это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.

Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения коэффициента полезного действия процесса.

Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества , так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту. H = U + pV

Внутренняя энергия

Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) - это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Это означает, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, её внутренняя энергия принимает присущее этому состоянию значение, независимо от предыстории системы. Следовательно, изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое будет всегда равно разности между ее значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от пути, по которому совершался переход.

Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энергии:

Подведённая к телу теплота , измеренная в джоулях

- работа , совершаемая телом против внешних сил, измеренная в джоулях

Эта формула является математическим выражением первого начала термодинамики

Для квазистатических процессов выполняется следующее соотношение:

-температура , измеренная в кельвинах

-энтропия , измеренная в джоулях/кельвин

-давление , измеренное в паскалях

-химический потенциал

Количество частиц в системе

Идеальные газы

Согласно закону Джоуля, выведенному эмпирически, внутренняя энергия идеального газа не зависит от давления или объёма. Исходя из этого факта, можно получить выражение для изменения внутренней энергии идеального газа. По определению молярной теплоёмкости при постоянном объёме, . Так как внутренняя энергия идеального газа является функцией только от температуры, то

.

Эта же формула верна и для вычисления изменения внутренней энергии любого тела, но только в процессах при постоянном объёме (изохорных процессах ); в общем случае C V (T ,V ) является функцией и температуры, и объёма.

Если пренебречь изменением молярной теплоёмкости при изменении температуры, получим:

ΔU = νC V ΔT ,

где ν - количество вещества, ΔT - изменение температуры.

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ ВЕЩЕСТВА, ТЕЛА, СИСТЕМЫ

(Греч.: ένέργια - деятельность , энергия ). Внутренняя энергия - это часть полной энергии тела (системы тел ): E = E k + E p + U , где E k - кинетическая энергия макроскопического движения системы, E p - потенциальная энергия , обусловленная наличием внешних силовых полей (гравитационного, электрического и т.д.), U - внутренняя энергия. Внутренняя энергия вещества , тела, системы тел - функция состояния , определяемая как полный запас энергии внутреннего состояния вещества, тела, системы, изменяющийся (высвобождающийся) в процессе химической реакции , теплообмена и выполнения работы . Составляющие внутренней энергии: (а) кинетическая энергия теплового вероятностного движения частиц (атомов, молекул, ионов и др.), составляющих вещество (тело, систему); (б) потенциальная энергия частиц, обусловленная их межмолекулярным взаимодействием ; (в) энергия электронов в электронных оболочках, атомов и ионов; (г) внутриядерная энергия. Внутренняя энергия не связана с процессом изменения состояния системы. При любых изменениях системы внутренняя энергия системы вместе с ее окружением остается постоянной. То есть внутренняя энергия не утрачивается и не приобретается. Вместе с тем, энергия может переходить от одной части системы к другой или превращаться из одной формы в другую. Это одна из формулировок закона сохранения энергии - первый закон термодинамики. Часть внутренней энергии, может превращаться в работу. Эту часть внутренней энергии называют свободной энергией - G . (В химических соединениях ее называют химическим потенциалом ). Остальную часть внутренней энергии, которая не может превращаться в работу, называют связанной энергией - W b .

Энтропия

Энтропи́я (от греч. ἐντροπία - поворот, превращение) в естественных науках - мера беспорядка системы , состоящей из многих элементов . В частности, в статистической физике - мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации - мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит и количество информации ; в исторической науке , для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).

Слайд 2

Единственный путь, ведущий к знанию, - это деятельность.

Цели урока: Обучающие - экспериментально доказать закон сохранения массы веществ. На основе этого закона сформировать понятие о материальном балансе химической реакции. Сформировать понятие об уравнении химической реакции как об условной записи, отображающей превращения веществ. Развивающие- развивать умения ставить несложные проблемы, формулировать гипотезы и проводить их опытную проверку; совершенствовать умения работать с лабораторным оборудованием и реактивами; развивать способность к логическому мышлению. Воспитательные - продолжить формирование научного мировоззрения учащихся; воспитывать коммуникативную компетентность, а также наблюдательность, внимание, инициативу. На примере жизни и деятельности М. В. Ломоносова воспитывать интерес к изучению химии.

Слайд 3

Открытие закона сохранения массы веществ

1789г. Роберт Бойль 1673г. 1748г. М. В. Ломоносов Антуан Лавуазье

Слайд 4

Бойль проделал множество опытов по прокаливанию металлов в запаянных ретортах и всякий раз масса окалины оказывалась больше массы прокаливаемого металла.

Слайд 5

Слайд 6

Русский учёный М.В. Ломоносов предположил, что чувственный опыт обманывает нас. 5 июля 1748 года он написал в письме Леонарду Эйлеру:

Слайд 7

«Все перемены в натуре случающиеся такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько же присовокупится к другому. Так, ежели где убудетматерии, то умножится в другом месте; сколько часов положит кто на бдение, столько же сну отнимет...»

Слайд 8

«Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ в результате реакции» - современная формулировка закона сохранения массы веществ.

Слайд 9

Слайд 10

Лишь в 1756 году Ломоносову удалось проверить опытным путём теоретически открытый закон сохранения массы веществ. Подобно Бойлю русский учёный делал опыт в запаянных ретортах. Но, в отличие от Бойля, Ломоносов взвешивал сосуды как до, так и после прокаливания не вскрывая.

Слайд 11

Слайд 12

Значительно позже этот закон,независимо от М.В. Ломоносова,был открыт французским ученым А.Лавуазье.

Слайд 13

Слайд 14

Химическая формула – условная запись состава вещества с помощью химических знаков и индексов. Индекс показывает число атомов в формульной единице вещества. Коэффициент показывает число несоединенных друг с другом частиц 5Н2О Коэффициент Химическая формула Индекс На основании данного закона составляют уравнения химических реакций с помощью химических формул, коэффициентов и математических знаков.

Закон сохранения массы является основой для расчета физических процессов во всех сферах человеческой деятельности. Его справедливость не оспаривается ни физиками, ни химиками, ни представителями других наук. Этот закон, как строгий бухгалтер, следит за соблюдением точной массы вещества до и после его взаимодействия с другими веществами. Честь открытия этого закона принадлежит русскому ученому М. В. Ломоносову.

Первоначальные представления о составе веществ

Строение вещества на протяжении многих веков оставалось тайной для любого человека. Различные гипотезы будоражили ученые умы и подвигали мудрецов на длительные и бессмысленные споры. Один утверждал, что все состоит из огня, другой отстаивал совершенно иную точку зрения. В массе теорий промелькнула и была незаслуженно забыта теория древнегреческого мудреца Демокрита о том, что все вещества состоят из крошечных, невидимых глазу мельчайших частиц вещества. Демокрит назвал их «атомами», что значит «неделимые». К сожалению, в течение целых 23 веков его предположение было забыто.

Алхимия

В основном научные данные средних веков базировались на предрассудках и различных домыслах. Возникает и широко распространяется алхимия, которая представляла собой свод скромных практических познаний, тесно сдобренных самыми фантастическими теориями. Например, известные умы того времени старались превратить свинец в золото и найти неведомый философский камень, исцеляющий от всех болезней. В процессе поисков постепенно накапливался научный опыт, состоящий из многих необъясненных реакций химических элементов. Например, было выяснено, что многие вещества, названные впоследствии простыми, не распадаются. Таким образом возродилась древняя теория о неделимых частичках материи. Понадобился великий ум, чтобы превратить этот склад информации в стройную и логичную теорию.

Теория Ломоносова

Точным количественным методом исследования химия обязана русскому ученому М. В. Ломоносову. За блестящие способности и упорный труд он получил звание профессора химии и стал членом Российской академии наук. При нем была организованна первая в стране современная химическая лаборатория, в которой и был открыт знаменитый закон сохранения массы веществ.

В процессе изучения течения химических реакций Ломоносов взвешивал исходные химические вещества и продукты, появившиеся после проведения реакции. При этом он открыл и сформулировал закон сохранения массы вещества. В 17 веке понятие массы часто путали с термином «вес». Поэтому массы веществ часто называли «весами». Ломоносов определил, что строение вещества находится в прямой зависимости от частичек, из которых оно построено. Если содержит частички одного сорта, то такое вещество ученый называл простым. При разнородном составе корпускул получается сложное вещество. Эти теоретические данные позволили Ломоносову сформулировать закон сохранения массы.

Определение закона

После многочисленных экспериментов М. В. Ломоносов установил закон, суть которого сводилась к следующему: вес веществ, которые вступили в реакцию, равен весу веществ, которые получились в итоге реакции.

В русской науке данный постулат носит название «Закон сохранения массы веществ Ломоносова».

Это закон был сформулирован в 1748 году, а самые точные эксперименты с реакцией обжига металлов в запаянных сосудах были проведены в 1756 году.

Опыты Лавуазье

Европейская наука открыла закон сохранения массы после публикации описания работ великого французского химика Антуана Лавуазье.

Этот ученый смело применял в своих экспериментах теоретические представления и физические методы того времени, что позволило ему разработать химическую номенклатуру и создать реестр всех известных на то время химических веществ.

Своими экспериментами Лавуазье доказал, что в процессе любой химической реакции соблюдается закон сохранения массы веществ, вступающих в соединение. Кроме этого, он расширил распространение закона сохранения на массу каждого из элементов, которые принимали участие в реакции в составе сложных веществ.

Таким образом, на вопрос, кто открыл закон сохранения массы веществ, можно ответить двояко. М. В. Ломоносов первым провел эксперименты, наглядно демонстрирующие закон сохранения, и подвел его под теоретическую базу. А. Лавуазье в 1789 году независимо от русского ученого самостоятельно открывает закон сохранения масс и распространяет его принцип на все элементы, участвующие в химической реакции.

Масса и энергия

В 1905 году великий А. Эйнштейн показал связь между массой вещества и его энергией. Она выражалась формулой:

Уравнение Эйнштейна подтверждает закон сохранения массы и энергии. Данная теория утверждает, что всякая энергия имеет массу и изменение этой энергии несет изменение массы тела. Потенциальная энергия любого тела очень велика, и высвободиться она может лишь в особых условиях.

Закон сохранения массы справедлив для любых тел микро- и макромира. Любая химическая реакция принимает участие в преобразовании внутренней энергии вещества. Поэтому при расчете массы веществ, участвующих в химических реакциях, нужно было бы учитывать прирост или убыль массы, вызванных выделением или поглощением энергии в данной реакции. На самом деле в макромире этот эффект настолько незначителен, что такие изменения можно не принимать во внимание.

12.02.2015 5575 688 Хайрулина Лилия Евгеньевна

Цель урока: сформировать понятие закона сохранения масс, научить составлять уравнения реакций
Задачи урока:
Образовательная: опытным путём доказать и сформулировать закон сохранения массы веществ.
Развивающая: дать понятие о химическом уравнении как об условной записи химической реакции с помощью химических формул; начать формирование навыков составления химических уравнений
Воспитательная: привить интерес к химии, расширить кругозор

Ход урока
I. Орг.момент
II. Опрос фронтальный:
- Что такое физические явления?
- Что такое химические явления?
- Примеры физ и хим явлений
- Условия протекания химических реакций
III. Изучение нового материала

Формулировка закона сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ.
С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон объясняется тем, что при химических реакциях общее количество атомов не изменяется, а происходит лишь их перегруппировка.

Закон сохранения массы веществ является основным законом химии, все расчеты по химическим реакциям производятся на его основе. Именно с открытием этого закона связывают возникновение современной химии как точной науки.
Закон сохранения массы был теоретически открыт в 1748 году и экспериментально подтверждён в 1756 году русским ученым М.В. Ломоносовым.
Французский учёный Антуан Лавуазье в 1789 году окончательно убедил учёный мир в универсальности этого закона. Как Ломоносов, так и Лавуазье пользовались в своих экспериментах очень точными весами. Они нагревали металлы (свинец, олово, и ртуть) в запаянных сосудах и взвешивали исходные вещества и продукты реакции.

Химические уравнения
Закон сохранения массы веществ применяется при составлении уравнений химических реакций.
Химическое уравнение – это условная запись химической реакции посредством химических формул и коэффициентов.
Посмотрим видео - эксперимент: Нагревание смеси железа и серы.
В результате химического взаимодействия серы и железа получено вещество – сульфид железа (II) – оно отличается от исходной смеси. Ни железо, ни сера не могут быть визуально обнаружены в нем. Невозможно их разделить и с помощью магнита. Произошло химическое превращение.
Исходные вещества, принимающие участие в химических реакциях называются реагентами.
Новые вещества, образующиеся в результате химической реакции называются продуктами.
Запишем протекающую реакцию в виде уравнения химической реакции:
Fe + S = FeS
Алгоритм составления уравнения химической реакции
Составим уравнение химической реакции взаимодействия фосфора и кислорода
1. В левой части уравнения записываем химические формулы реагентов (веществ, вступающих в реакцию). Помните! Молекулы большинства простых газообразных веществ двухатомны – H2; N2; O2; F2; Cl2; Br2; I2. Между реагентами ставим знак «+», а затем стрелку:
P + O2 →
2. В правой части (после стрелки) пишем химическую формулу продукта (вещества, образующегося при взаимодействии). Помните! Химические формулы необходимо составлять, используя валентности атомов химических элементов:

P + O2 → P2O5

3. Согласно закону сохранения массы веществ число атомов до и после реакции должно быть одинаковым. Это достигается путём расстановки коэффициентов перед химическими формулами реагентов и продуктов химической реакции.
Вначале уравнивают число атомов, которых в реагирующих веществах (продуктах) содержится больше.
В данном случае это атомы кислорода.
Находим наименьшее общее кратное чисел атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Наименьшее кратное для атомов натрия –10:
Находим коэффициенты путём деления наименьшего кратного на число атомов данного вида, полученные цифры ставим в уравнение реакции:
Закон сохранения массы вещества не выполнен, так как число атомов фосфора в реагентах и продуктах реакции не равно, поступаем аналогично ситуации с кислородом:
Получаем окончательный вид уравнения химической реакции. Стрелку заменяем на знак равенства. Закон сохранения массы вещества выполнен:
4P + 5O2 = 2P2O5

IV. Закрепление
V. Д/з

Скачать материал

Полный текст материала смотрите в скачиваемом файле.
На странице приведен только фрагмент материала.