Loven om bevarelse af massen af ​​stoffer. KEMISKE LIGNINGER

Kemilærer, MAOU "Secondary School No. 12", Kungur Perm-regionen Foteeva V.A.

PRØVE

Mulighed 2

1 mulighed

til det fysiske?

A) kogende vand

A) frysning af vand

B) nedbrydning af vand ved elektrisk strøm

B) forbrænding af svovl

B) saftgæring

C) quenching sodavand med eddike

D) smeltning af metaller

D) smeltning af paraffin

D) madforbrænding

D) fordampning af saltopløsningen

E) vanddestillation

E) madforbrænding

G) filtrering

G) slukning af sodavand med eddike

H) at lave te

H) gulning af blade

Undersøgelse

Mulighed 2

1 mulighed

Hvilken af de nævnte fænomener forholde sig til det fysiske?

Hvilke af følgende fænomener er kemiske (kemiske reaktioner)?

A) kogende vand

B) forbrænding af svovl

B) saftgæring

D) smeltning af paraffin

D) madforbrænding

D) fordampning af saltopløsningen

G) filtrering

G) slukning af sodavand med eddike

H) at lave te

H) gulning af blade

Lad os huske!!!

• Hvad er en kemisk reaktion?
• Hvilke tegn på kemiske reaktioner kender du?
• Hvad tror du, der sker med stoffer? kvantitative ændringer, for eksempel hvad der sker med masse stoffer?
• Hvad vil meningerne være?
• Meningerne er delte. Hvem af jer har ret?

Hvad bliver emnet for lektionen?

(Hvad sker der med en masse af stoffer under kemiske reaktioner?)

• Hvordan kan vi finde ud af det?
• (Udfør forsøget, læs i lærebogen).

ERFARING:

i et lukket system vejes de stoffer, der indgår i reaktionen: opløsninger af bariumchlorid (BaCl 2) og magnesiumsulfat (MgSO 4) - m1, samt de stoffer, der dannes som følge af reaktionen: bariumsulfat (BaSO 4) og magnesiumchlorid (MgCl2) - m2.

• Hvilket fænomen observerede du? Hvorfor tror du det?
• Hvad skete der med massen af ​​stoffer før og efter reaktionen?
• Hvad er den mindste partikel af stof?
• Hvilke partikler er molekyler lavet af? Husk definitionen ATOM.
• Hvad viser den kemiske formel?
• Hvordan beregnes molær masse, massen af ​​et stof?
• Så Hvorfor men m1=m2?
• Kan du svare med det samme dette spørgsmål? Hvorfor? Hvad har du brug for at vide?

(Kend måske de kemiske formler - sammensætningen af ​​stoffer før og efter reaktionen og se, hvordan den ændrer sig om atomsammensætning stoffer før og efter reaktionen?)

• Hvilket spørgsmål opstår?

(Ændres stoffernes atomare sammensætning før og efter reaktionen?)

• Hvad er formålet med vores lektion?

(Find ud af, om kvaliteten og kvantitativ sammensætning atomer i kemikalier reaktioner?)

Løsning

Lad os skrive denne reaktion på russisk og derefter på kemisk sprog:

bariumchlorid + magnesiumsulfat bariumsulfat + magnesiumchlorid

• 1 atom Ba 1 atom Mg 1 atom Ba 1 atom Mg
• 2 atomer Cl 1 atom S 1 atom S 2 atomer Cl
• 4 atomer O 4 atomer O

Før reaktion Efter reaktion

Hvilken konklusion kan man drage?

( Atomer og deres sammensætning før og efter reaktion ikke ændret )

• Resultaterne af vejning af stoffer før og efter reaktionen bekræfter lov bevarelse af masse stoffer. Eleverne står over for en beslutning problematisk opgave: hvorfor m1=m2? Takket være opdatering af tidligere erhvervet viden om stoffers opbygning kommer eleverne relativt let til til følgende konklusion: m1= m2, fordi atomer Og deres nummer som følge af kemiske omdannelser ikke skift, men kun kombineres forskelligt for at danne nye stoffer.

Lad os tjekke vores konklusion med beregninger:

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

Før reaktionen - m1 Efter reaktionen - m2

Hvad viste beregningerne?

Hvad har du bevist?

(m1= m2 ) Hvorfor?

Fredningsloven

masse af stof

"Alle ændringer i naturen, der opstår, er af en sådan tilstand, at uanset hvad der tages fra en krop, tilsættes den samme mængde til en anden. Så hvis stof falder et sted, vil det stige et andet sted...”

Lad os huske

Kemisk formel – konventionel registrering af et stofs sammensætning ved hjælp af kemiske symboler og indekser.

Indeks viser antallet af atomer i formelenheden for et stof.

Koefficient viser antallet af partikler, der ikke er forbundet med hinanden

Kemisk formel

Koefficient

Indeks

5H 2 OM

Ud fra denne lov opstilles ligninger kemiske reaktioner

ved hjælp af kemiske formler, koefficienter og

matematiske tegn.

Reaktionsligning

x EN + på I = Med AB

A, B, AB - kemiske formler

x, y, s - odds

FOSFOR + ILT = FOSFOR(V)OXID

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

2 . Lad os starte med ilt.

3. O - 2 atomer til venstre O- 5 atomer til højre

4. NOC = 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. B venstre side ligninger skal placeres før fosforformlen

koefficient - 4

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

Lav øvelserne:

1. Arranger koefficienterne i kemisk reaktion

Al+O 2 Al 2 O 3

2. Skriv den kemiske reaktion ned kemiske formler og indstil koefficienterne

jern(III)hydroxid + Salpetersyre jern(III)nitrat + vand

Selvstændigt arbejde.

Niveau 1:

Find og ret fejl:

Al + 3HCl ═ AlCl 3 + 3H 2

Niveau 2:

Arranger koefficienterne i det kemiske reaktionsdiagram:

FeSO 4 + KOH → Fe(OH) 2 +K 2 SÅ 4

Niveau 3:

Skriv en ligning for den kemiske reaktion og arrangere koefficienterne:

Fosfor (V) oxid + natriumhydroxid → natriumphosphat + vand

Svar

Niveau 1:

2 Al+ 6 HCl═ 2 AlCl 3 + 3 H 2

Niveau 2:

FeSO 4 + 2 KOH ═ Fe(OH) 2 +K 2 SÅ 4

Niveau 3:

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

m2 "width="640"

Ligesom Boyle eksperimenterede den russiske videnskabsmand med forseglede replikker. Men i modsætning til Boyle vejede Lomonosov karrene både før og efter kalcinering uden at åbne dem. m1=m2

Efter to timers opvarmning blev den forseglede spids af retorten åbnet, og luften udefra bragede støjende ind i den.

Ifølge vores observation resulterede denne operation i en vægtøgning på 8 grains...” m1 m2

KONTROLLER DIG SELV

1). M.V. Lomonosov opdagede loven om bevarelse af massen af ​​stoffer i:

A.1789 F.1756 B.1673

2) Etabler den korrekte rækkefølge af loven om bevarelse af massen af ​​stoffer:

EN - masse af stoffer

B - masse af stoffer

B- som følge af hende

G reagerede,

D-resultat

E- lige

3). Den konventionelle notation for en kemisk reaktion er: A. kemisk formel B. koefficient

B. kemisk ligning D. indeks

AFSPEJLING

Vælg det udtryk, der passer til dit arbejde i lektionen:

1. Tålmodighed og arbejde vil slibe alt ned.

2. Svært at lære – let at bekæmpe.

3. En dårlig soldat er en, der ikke drømmer om at blive general.

4. Den eneste måde at føre til viden er aktivitet.

5. Enhver viden har kun værdi, når den gør os mere energiske.

Lektier

s. 96-98 § 27, ex.1(b), 2(d),3(b)

Lad os huske!!!

• Hvilke fænomener kaldes kemiske?
• Hvilke betingelser er nødvendige for at en kemisk reaktion kan opstå?
• Ud fra hvilke tegn kan vi vurdere, at der er sket en kemisk reaktion?
• Hvordan betegnede vi sammensætningen af ​​et stof?
• Kan du angive reaktionen? Hvad er emnet og formålet med vores lektion?

Lov om bevarelse af masse.

Massen af ​​stoffer, der indgår i en kemisk reaktion, er lig med massen af ​​stoffer, der dannes som følge af reaktionen.

Loven om bevarelse af masse er et særligt tilfælde almindelig lov natur - loven om bevarelse af stof og energi. Baseret på denne lov kan kemiske reaktioner repræsenteres ved hjælp af kemiske ligninger, ved hjælp af kemiske formler for stoffer og støkiometriske koefficienter, der afspejler de relative mængder (antal mol) af stoffer involveret i reaktionen.

For eksempel er forbrændingsreaktionen af ​​metan skrevet som følger:

Loven om bevarelse af massen af ​​stoffer

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

Massen af ​​alle stoffer involveret i en kemisk reaktion er lig med massen af ​​alle reaktionsprodukter.

Den atom-molekylære teori forklarer denne lov som følger: som et resultat af kemiske reaktioner forsvinder eller opstår atomer ikke, men deres omlejring sker (dvs. en kemisk transformation er processen med at bryde nogle bindinger mellem atomer og danne andre, som en resultat, hvoraf der ud fra de oprindelige molekyler stoffer opnås molekyler af reaktionsprodukter). Da antallet af atomer før og efter reaktionen forbliver uændret, så deres totalvægt bør heller ikke ændre sig. Masse blev forstået som en størrelse, der karakteriserer mængden af ​​stof.

I begyndelsen af ​​det 20. århundrede blev formuleringen af ​​loven om massebevarelse revideret i forbindelse med fremkomsten af ​​relativitetsteorien (A. Einstein, 1905), hvorefter et legemes masse afhænger af dets hastighed og kendetegner derfor ikke kun mængden af ​​stof, men også dens bevægelse. Energien E modtaget af et legeme er relateret til stigningen i dets masse m ved forholdet E = m c 2, hvor c er lysets hastighed. Dette forhold bruges ikke i kemiske reaktioner, fordi 1 kJ energi svarer til en masseændring med ~10 -11 g og m kan praktisk talt ikke måles. I nukleare reaktioner, hvor E er ~10 6 gange større end ved kemiske reaktioner, skal m tages i betragtning.

Baseret på loven om bevarelse af masse er det muligt at opstille ligninger for kemiske reaktioner og lave beregninger ved hjælp af dem. Det er grundlaget for kvantitativ kemisk analyse.

Lov om kompositionens konstanthed

Lov om kompositionens konstanthed ( J.L. Proust, 1801 -1808.) - enhver specifik kemisk ren forbindelse, uanset fremstillingsmetoden, består af samme kemiske elementer, og forholdet mellem deres masser er konstante, og relative tal deres atomer er udtrykt som heltal. Dette er en af ​​de grundlæggende love kemi.

Loven om konstans af sammensætning er ikke opfyldt for Berthollides(forbindelser med variabel sammensætning). Men for enkelhedens skyld er sammensætningen af ​​mange Berthollides skrevet som konstant. For eksempel komposition jern(II)oxid skrevet som FeO (i stedet for den mere præcise formel Fe 1-x O).

LOV OM KONSTANT SAMMENSÆTNING

I henhold til loven om kompositionens konstans kan evt rent stof har en konstant sammensætning uanset fremstillingsmetoden. Så calciumoxid kan opnås på følgende måder: Uanset hvordan stoffet CaO opnås, har det en konstant sammensætning: Et calciumatom og et oxygenatom danner calciumoxidmolekylet CaO. Vi definerer Molar masse SaO: Vi bestemmer massefraktionen af ​​Ca ved hjælp af formlen: Konklusion: I kemisk rent oxid massefraktion calcium er altid 71,4% og oxygen 28,6%.

Lov om multipler

Loven om flere forhold er en af støkiometrisk love kemi: hvis to stoffer (enkel eller kompleks) danner mere end én forbindelse med hinanden, så er masserne af et stof pr. en og samme masse af et andet stof relateret til hele tal, normalt lille.

Eksempler

1) Sammensætningen af ​​nitrogenoxider (i vægtprocent) er udtrykt følgende tal:

	Dinitrogenoxid N 2 O	Nitrogenoxid NO	Nitrogenholdig anhydrid N 2 O 3	Nitrogendioxid NO 2	Salpetersyreanhydrid N 2 O 5
Privat O/N

Ved at dividere tallene på bundlinjen med 0,57 ser vi, at de er i forholdet 1:2:3:4:5.

2) Kalcium Klorid danner 4 med vand krystallinsk hydrat, hvis sammensætning er udtrykt ved formlerne: CaCl 2 · H 2 O, CaCl 2 · 2H 2 O, CaCl 2 · 4H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O, dvs. i alle disse forbindelser vandmassen pr. molekyle af CaCl 2 er beslægtet som 1:2:4:6.

Lov om volumetriske relationer

(Gay-Lussac, 1808)

"Mængderne af gasser, der indgår i kemiske reaktioner, og mængderne af gasser, der dannes som et resultat af reaktionen, er relateret til hinanden som små hele tal."

Følge. Støkiometriske koefficienter i kemiske reaktionsligninger for molekyler gasformige stoffer vise i hvilke volumenforhold gasformige stoffer reagerer eller produceres.

2CO + O 2  2CO 2

Når to volumener carbon (II)monoxid oxideres af et volumen ilt, dannes 2 volumener carbondioxid, dvs. volumenet af den indledende reaktionsblanding reduceres med 1 volumen.

b) Ved syntetisering af ammoniak fra grundstoffer:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Et volumen nitrogen reagerer med tre volumener brint; I dette tilfælde dannes 2 volumener ammoniak - volumenet af den indledende gasformige reaktionsmasse vil falde med 2 gange.

Clayperon-Mendeleev ligning

Hvis vi nedskriver den kombinerede gaslov for en hvilken som helst masse af enhver gas, får vi Clayperon-Mendeleev-ligningen:

hvor m er gasmassen; M - molekylvægt; p - tryk; V - volumen; T - absolut temperatur (°K); R er den universelle gaskonstant (8,314 J/(mol K) eller 0,082 l atm/(mol K)).

For en given masse af en bestemt gas er m/M-forholdet konstant, så den forenede gaslov er opnået fra Clayperon-Mendeleev-ligningen.

Hvilket volumen vil kulilte (II) med en vægt på 84 g optage ved en temperatur på 17°C og et tryk på 250 kPa?

Antallet af mol CO er:

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

CO-volumen ved N.S. beløber sig til

3 22,4 l = 67,2 l

Fra den kombinerede Boyle-Mariotte og Gay-Lussac gaslov:

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

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

Den relative massefylde af gasser viser, hvor mange gange 1 mol af en gas er tungere (eller lettere) end 1 mol af en anden gas.

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

Den gennemsnitlige molekylvægt af en blanding af gasser er lig med blandingens samlede masse divideret med det samlede antal mol:

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

LOV OM ENERGIBESPARELSE : i isolation I et system forbliver systemets energi konstant; kun overgange fra en type energi til en anden er mulige. I termodynamikken for bevarelse af energi svarer loven til termodynamikkens første lov, som er udtrykt ved ligningen Q = DU + W, hvor Q er mængden af ​​varme, der tilføres systemet, DU er ændringen i det indre. systemets energi, W er det arbejde, som systemet udfører. Et særligt tilfælde af bevarelse af energi er Hess-loven.

Energibegrebet blev revideret i forbindelse med fremkomsten af ​​relativitetsteorien (A. Einstein, 1905): den samlede energi E er proportional med massen m og er relateret til den ved forholdet E = mc2, hvor c er lysets hastighed. Derfor kan masse udtrykkes i energienheder og en mere generel lov om bevarelse af masse og energi kan formuleres: i iso-lira. system, er summen af ​​masse og energi konstant, og kun transformationer i strengt ækvivalente forhold af nogle former for energi til andre og tilsvarende relaterede ændringer i masse og energi er mulige.

Lov om ækvivalenter

stoffer interagerer med hinanden i mængder, der er proportionale med deres ækvivalenter. Når du løser nogle problemer, er det mere bekvemt at bruge en anden formulering af denne lov: masserne (volumener) af stoffer, der reagerer med hinanden, er proportionale med deres ækvivalente masser (volumener).

ækvivalenter: kemiske grundstoffer kombineres med hinanden i nøje definerede mængder svarende til deres ækvivalenter. Det matematiske udtryk for ækvivalentloven har næste visning: hvor m1 og m2 er masserne af reagerende eller resulterende stoffer, er m eq(1) og m eq(2) de ækvivalente masser af disse stoffer.

For eksempel: en vis mængde metal, hvis ækvivalente masse er 28 g/mol, fortrænger 0,7 liter brint fra en syre, målt kl. normale forhold. Bestem massen af ​​metallet. Løsning: Ved at vide, at det ækvivalente volumen af ​​brint er 11,2 L/mol, er forholdet: 28 g metal svarer til 11,2 L brint x g metal svarer til 0,7 L brint. Derefter x=0,7*28/11,2= 1,75 g.

For at bestemme den ækvivalente eller ækvivalente masse er det ikke nødvendigt at tage udgangspunkt i dens kombination med brint. De kan bestemmes af sammensætningen af ​​forbindelsen af ​​et givet grundstof med et hvilket som helst andet, hvis ækvivalent er kendt.

For eksempel: Når 5,6 g jern og svovl kombineres, dannes 8,8 g jernsulfid. Det er nødvendigt at finde den ækvivalente masse af jern og dens ækvivalent, hvis det vides, at den ækvivalente masse af svovl er 16 g/mol. Løsning: af betingelserne for problemet følger, at der i jernsulfid er 8,8-5,6 = 3,2 g svovl pr. 5,6 g jern. Ifølge ækvivalentloven er masserne af interagerende stoffer proportionale med deres ækvivalente masser, det vil sige, at 5,6 g jern svarer til 3,2 g svovlmeq (Fe) svarer til 16 g/mol svovl. Det følger, at m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 g/mol. Jernækvivalenten er: 3=meq(Fe)/M(Fe)=28 g/mol:56 g/mol=1/2. Derfor er ækvivalenten af ​​jern 1/2 mol, det vil sige, 1 mol jern indeholder 2 ækvivalenter.

Avogadros lov

Lovens konsekvenser

Første konsekvens af Avogadros lov: et mol af en hvilken som helst gas under de samme forhold optager samme volumen.

Især under normale forhold, dvs. ved 0 °C (273 K) og 101,3 kPa, er volumenet af 1 mol gas 22,4 liter. Dette volumen kaldes det molære volumen af ​​gassen V m. Denne værdi kan genberegnes til andre temperaturer og tryk ved hjælp af Mendeleev-Clapeyron-ligningen:

.

Anden konsekvens af Avogadros lov: molmassen af ​​den første gas er lig med produktet af molmassen af ​​den anden gas og den relative massefylde af den første gas i forhold til den anden gas.

Denne position var af enorm betydning for udviklingen af ​​kemi, da den gør det muligt at bestemme den partielle vægt af legemer, der er i stand til at gå over i en gasformig eller dampformig tilstand. Hvis igennem m vi betegner kroppens delvægt, og ved d- dens vægtfylde i damptilstand, derefter forholdet m / d skal være konstant for alle kroppe. Erfaring har vist, at for alle undersøgte legemer, der går over i damp uden nedbrydning, er denne konstant lig med 28,9, hvis vi ved bestemmelse af partialvægten går ud fra luftens vægtfylde, taget som en enhed, men denne konstant vil være lig. til 2, hvis vi tager brints vægtfylde som en enhed. Betegner denne konstant, eller hvad der er det samme, delvolumenet, der er fælles for alle dampe og gasser MED, fra den formel, vi har på den anden side m = dC. Da den specifikke vægt af damp let kan bestemmes, erstattes værdien d I formlen udledes også den ukendte delvægt af den givne krop.

Termokemi

Termisk virkning af en kemisk reaktion

Materiale fra Wikipedia - den frie encyklopædi

Termisk effekt af en kemisk reaktion eller ændring entalpi systemer på grund af forekomsten af ​​en kemisk reaktion - mængden af ​​varme, der tilskrives en ændring i en kemisk variabel modtaget af et system, hvor en kemisk reaktion fandt sted, og reaktionsprodukterne tog temperaturen på reaktanterne.

For at den termiske effekt skal være en størrelse, der kun afhænger af arten af ​​den igangværende kemiske reaktion, skal følgende betingelser være opfyldt:

Reaktionen skal enten forløbe ved konstant volumen Q v (isokorisk proces) eller ved konstant tryk Q p( isobarisk proces).

Der udføres ikke arbejde i anlægget, bortset fra det mulige udvidelsesarbejde ved P = konst.

Hvis reaktionen udføres under standardbetingelser ved T = 298,15 K = 25 ˚C og P = 1 atm = 101325 Pa, kaldes den termiske effekt reaktionens standard termiske effekt eller standardentalpien for reaktionen Δ H rO. I termokemi beregnes standardreaktionsvarmen ved hjælp af standard dannelsesentalpier.

Standard dannelsesentalpi (standard dannelsesvarme)

Standard dannelsesvarmen forstås som den termiske effekt af reaktionen ved dannelsen af ​​et mol af et stof fra simple stoffer, dets komponenter, som er stabile standardtilstande.

For eksempel er standardentalpien for dannelse 1 mol metan fra kulstof Og brint lig med reaktionens termiske effekt:

C(tv) + 2H2 (g) = CH4 (g) + 76 kJ/mol.

Standardentalpien for dannelse er angivet med Δ H fO. Her betyder indekset f dannelse, og den overstregede cirkel, der minder om en Plimsol-skive - hvad mængden refererer til standard stand stoffer. En anden betegnelse for standardentalpi findes ofte i litteraturen - ΔH 298,15 0 , hvor 0 angiver det samme tryk til én atmosfære (eller, noget mere præcist, til standardbetingelser ), og 298,15 er temperaturen. Nogle gange bruges indeks 0 for mængder relateret til rent stof, der angiver, at det kun er muligt at angive standard termodynamiske mængder med det, når et rent stof er valgt som standardtilstand . Standarden kan for eksempel også tages for at være et stofs tilstand i ekstremt fortyndet løsning. "Plimsoll disk" betyder i dette tilfælde den faktiske standardtilstand af materien, uanset dets valg.

Dannelsesentalpien af ​​simple stoffer tages lig med nul, og nulværdien af ​​dannelsesentalpien refererer til aggregeringstilstanden, stabil ved T = 298 K. F.eks. jod i den krystallinske tilstand Δ H I2(tv) 0 = 0 kJ/mol, og for væske jod Δ H I2(l)0 = 22 kJ/mol. Entalpierne for dannelse af simple stoffer under standardbetingelser er deres vigtigste energikarakteristika.

Den termiske effekt af enhver reaktion findes som forskellen mellem summen af ​​dannelsesvarmen for alle produkter og summen af ​​dannelsesvarmen for alle reaktanter i denne reaktion (konsekvens Hess lov):

Δ H reaktion O = ΣΔ H f O (produkter) - ΣΔ H f O (reagenser)

Termokemiske effekter kan indarbejdes i kemiske reaktioner. Kemiske ligninger som angiver mængden af ​​frigivet eller absorberet varme kaldes termokemiske ligninger. Reaktioner ledsaget af frigivelse af varme til miljøet har en negativ termisk effekt og kaldes eksotermisk. Reaktioner ledsaget af absorption af varme har en positiv termisk effekt og kaldes endotermisk. Den termiske effekt refererer sædvanligvis til et mol reageret udgangsmateriale, hvis støkiometriske koefficient er maksimal.

Temperaturafhængighed termisk effekt(entalpi) af reaktion

For at beregne temperaturafhængigheden af ​​reaktionsentalpien er det nødvendigt at kende molaren Varmekapacitet stoffer involveret i reaktionen. Ændringen i reaktionsentalpien med stigende temperatur fra T 1 til T 2 beregnes i henhold til Kirchhoffs lov (det antages, at i givet interval temperaturer, er molære varmekapaciteter ikke afhængige af temperatur, og der er ingen fasetransformationer):

Hvis fasetransformationer forekommer i et givet temperaturområde, er det i beregningen nødvendigt at tage højde for varmen af ​​de tilsvarende transformationer såvel som ændringen i temperaturafhængigheden af ​​varmekapaciteten af ​​stoffer, der har gennemgået sådanne transformationer:

hvor ΔC p (T1,Tf) er ændringen i varmekapacitet i temperaturområdet fra Ti til faseovergangstemperaturen; ΔC p (Tf,T2) er ændringen i varmekapacitet i temperaturområdet fra faseovergangstemperaturen til sluttemperaturen, og Tf er faseovergangstemperaturen.

Standard forbrændingsentalpi

Standard forbrændingsentalpi - Δ H hor o, den termiske virkning af forbrændingsreaktionen af ​​et mol af et stof i oxygen til dannelsen af ​​oxider i højeste grad oxidation. Forbrændingsvarmen af ​​ikke-brændbare stoffer antages at være nul.

Standard entalpi af opløsning

Standardentalpi af opløsning - Δ H opløsning, den termiske effekt af processen med at opløse 1 mol af et stof i en uendelig stor mængde opløsningsmiddel. Består af ødelæggelsesvarme krystalgitter og varme hydrering(eller varme løsning for ikke-vandige opløsninger), frigivet som et resultat af interaktionen af ​​opløsningsmiddelmolekyler med molekyler eller ioner af det opløste stof med dannelsen af ​​forbindelser med variabel sammensætning - hydrater (solvater). Ødelæggelse af krystalgitteret er normalt en endoterm proces - Δ H resh > 0, og ionhydrering er eksoterm, Δ H hydr< 0. В зависимости от соотношения значений ΔH resh og Δ H hydr opløsningsentalpi kan være enten positiv eller negativ betydning. Altså opløsningen af ​​det krystallinske kaliumhydroxid ledsaget af frigivelse af varme:

Δ H opløse KOH o = Δ H beslutte + Δ H hydrK +o + Δ H hydroOH −о = −59 KJ/mol

Under hydreringens entalpi - Δ H hydr, refererer til den varme, der frigives, når 1 mol ioner passerer fra vakuum til opløsning.

Standard neutralisationsentalpi

Standard neutralisationsentalpi - Δ H neutroentalpi af reaktionen mellem stærke syrer og baser til dannelse af 1 mol vand under standardbetingelser:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

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

Standard neutralisationsentalpi for koncentrerede opløsninger stærke elektrolytter afhænger af ionkoncentrationen på grund af ændringen i ΔH-værdien af ​​hydratisering ° af ioner ved fortynding.

Entalpi

Entalpi er en egenskab ved et stof, der angiver mængden af ​​energi, der kan omdannes til varme.

Entalpi- Det her termodynamisk egenskab et stof, der angiver niveauet af energi, der er lagret i dets molekylære struktur. Det betyder, at selvom et stof kan have energi baseret på temperatur og tryk, kan det ikke hele omdannes til varme. En del af den indre energi forbliver altid i stoffet og bevarer sin molekylære struktur. En del kinetisk energi et stof er utilgængeligt, når dets temperatur nærmer sig den omgivende temperatur. Derfor er entalpi den mængde energi, der er tilgængelig til at blive omdannet til varme ved en bestemt temperatur og tryk. Entalpi enheder- Britisk termisk enhed eller joule for energi og Btu/lbm eller J/kg for specifik energi.

Entalpi mængde

Antal entalpi af et stof er baseret på dets givne temperatur. Denne temperatur- det er den værdi, der er valgt af forskere og ingeniører som grundlag for beregninger. Det er den temperatur, hvor et stofs entalpi er nul J. Stoffet har med andre ord ingen tilgængelig energi, der kan omdannes til varme. Denne temperatur er forskellige stoffer forskellige. For eksempel er denne vandtemperatur det tredobbelte punkt (0 °C), nitrogen -150 °C og metan- og ethanbaserede kølemidler -40 °C.

Hvis temperaturen af ​​et stof er højere end dets givne temperatur eller skifter tilstand til gasform ved en given temperatur, udtrykkes entalpi som et positivt tal. Omvendt, ved en temperatur under denne, udtrykkes et stofs entalpi som et negativt tal. Entalpi bruges i beregninger til at bestemme forskellen i energiniveauer mellem to tilstande. Dette er nødvendigt for at konfigurere udstyret og bestemme koefficient nyttig handling af processen.

Entalpi defineres ofte som materiens samlede energi, da den er lig med summen af ​​dens indre energi (u) i en given tilstand sammen med dens evne til at udføre arbejde (pv). Men i virkeligheden indikerer entalpi ikke fuld energi stoffer ved en given temperatur over det absolutte nulpunkt (-273°C). Derfor, i stedet for at definere entalpi som den samlede varme af et stof, er det mere præcist defineret som den samlede mængde af tilgængelig energi af et stof, der kan omdannes til varme. H = U + pV

Intern energi

Den indre energi i et legeme (betegnet som E eller U) er summen af ​​energierne af molekylære interaktioner og termiske bevægelser af molekylet. Intern energi er en unik funktion af systemets tilstand. Dette betyder, at når et system befinder sig i en given tilstand, får dets indre energi den værdi, der ligger i denne tilstand, uanset systemets tidligere historie. Derfor ændringen indre energi Når overgangen fra en tilstand til en anden vil altid være lig med forskellen mellem dens værdier i slut- og begyndelsestilstanden, uanset hvilken vej overgangen fandt sted.

Den indre energi i en krop kan ikke måles direkte. Du kan kun bestemme ændringen i indre energi:

bragt til kroppen varme, målt i joule

- Job udføres af et legeme mod ydre kræfter, målt i joule

Denne formel er et matematisk udtryk termodynamikkens første lov

Til kvasistatiske processer følgende forhold gælder:

-temperatur, målt i kelvins

-entropi, målt i joule/kelvin

-tryk, målt i pascals

-kemisk potentiale

Antal partikler i systemet

Ideelle gasser

Ifølge Joules lov, afledt empirisk, indre energi ideel gas afhænger ikke af tryk eller volumen. Baseret på dette faktum kan vi få et udtryk for ændringen i indre energi af en ideel gas. A-priory molær varmekapacitet ved konstant volumen, . Da den indre energi af en ideel gas kun er en funktion af temperaturen, altså

.

Den samme formel gælder også for beregning af ændringen i indre energi i ethvert legeme, men kun i processer med konstant volumen ( isokoriske processer); V almindelig sag C V (T,V) er en funktion af både temperatur og volumen.

Hvis vi negligerer ændringen i molær varmekapacitet med en ændring i temperatur, får vi:

Δ U = ν C V Δ T,

hvor ν er mængden af ​​stof, Δ T- temperaturændring.

STOFFENS, KROP, SYSTEMS INTERN ENERGI

(græsk: ένέργια - aktivitet, energi). Intern energi er En del kroppens samlede energi (systemer tlf): E = E k + E s + U, Hvor E k - kinetisk energi makroskopisk bevægelse systemer, E s - potentiel energi, forårsaget af tilstedeværelsen af ​​eksterne kræfter felter(tyngdekraft, elektrisk osv.), U- indre energi. Intern energi stoffer, kroppe, systemer af kroppe - fungere stat, defineret som den samlede energireserve af den indre tilstand af et stof, et legeme, et system, der ændres (frigivet) i behandle kemisk reaktioner, varmeoverførsel og ydeevne arbejde. Komponenter af indre energi: (a) kinetisk energi af termisk probabilistisk bevægelse af partikler (atomer, molekyler, ioner osv.), der udgør stoffet (krop, system); (b) partiklers potentielle energi på grund af deres intermolekylære interaktion; (c) energi af elektroner i elektronskaller, atomer og ioner; d) intranuklear energi. Intern energi er ikke forbundet med processen med at ændre systemets tilstand. Ved eventuelle ændringer i systemet forbliver systemets indre energi sammen med dets omgivelser konstant. Det vil sige, at intern energi hverken tabes eller vindes. Samtidig kan energi flytte fra en del af systemet til en anden eller omdannes fra en formularer til en anden. Dette er en af ​​formuleringerne lov bevarelse af energi - termodynamikkens første lov. En del af den indre energi kan omdannes til arbejde. Denne del af den indre energi kaldes fri energi - G. (I kemiske forbindelser det kaldes kemisk potentiel). Resten af ​​den indre energi, som ikke kan omdannes til arbejde, kaldes bundet energi - W b .

Entropi

Entropi (fra græskἐντροπία - vende, transformation) til naturvidenskab- mål for lidelse systemer, bestående af mange elementer. Især i statistisk fysik - måle sandsynligheder implementering af enhver makroskopisk tilstand; V informationsteori- et mål for usikkerheden ved enhver erfaring (test), som kan have forskellige udfald, og dermed mængden Information; V historisk videnskab, Til forklaringer fænomen alternativ historie (invarians og variabilitet historisk proces).

Slide 2

Den eneste vej, der fører til viden, er handling.

Lektionens mål: Pædagogisk - eksperimentelt bevise loven om bevarelse af masse af stoffer. Baseret på denne lov, danne begrebet materialebalancen i en kemisk reaktion. At danne et koncept af ligningen for en kemisk reaktion som en konventionel notation, der afspejler omdannelser af stoffer. Udviklingsmæssigt - udvikle evnen til at stille simple problemer, formulere hypoteser og udføre dem eksperimentel afprøvning; forbedre færdigheder i at arbejde med laboratorieudstyr og reagenser; udvikle evnen til logisk tænkning. Uddannelsesmæssigt - at fortsætte dannelsen af ​​elevernes videnskabelige verdensbillede; dyrke kommunikativ kompetence, samt observation, opmærksomhed, initiativ. Ved at bruge eksemplet på M.V. Lomonosovs liv og arbejde, dyrke interessen for studiet af kemi.

Slide 3

Opdagelse af loven om bevarelse af massen af ​​stoffer

1789 Robert Boyle 1673 1748 M. V. Lomonosov Antoine Lavoisier

Slide 4

Boyle udførte mange eksperimenter med calcinering af metaller i forseglede retorter, og hver gang viste skælmassen sig at være mere masse hærdet metal.

Slide 5

Slide 6

Den russiske videnskabsmand M.V. Lomonosov foreslog, at sanseoplevelsen bedrager os. Den 5. juli 1748 skrev han i et brev til Leonhard Euler:

Slide 7

"Alle ændringer i naturen, der opstår, er af en sådan tilstand, at uanset hvad der tages fra en krop, tilsættes den samme mængde til en anden. Så hvis der er et fald i stof et sted, vil det stige et andet sted; uanset hvor mange timer nogen lægger i vågen, vil den samme mængde søvn blive taget væk..."

Slide 8

"Massen af ​​stoffer, der indgår i en reaktion, er lig med massen af ​​stoffer, der dannes som et resultat af reaktionen" - moderne formulering loven om bevarelse af massen af ​​stoffer.

Slide 9

Slide 10

Først i 1756 lykkedes det Lomonosov eksperimentelt at teste det teoretiske åben lov bevarelse af massen af ​​stoffer. Ligesom Boyle eksperimenterede den russiske videnskabsmand med forseglede replikker. Men i modsætning til Boyle vejede Lomonosov karrene både før og efter kalcinering uden at åbne dem.

Slide 11

Slide 12

Langt senere blev denne lov, uanset M.V. Lomonosov, blev opdaget af den franske videnskabsmand A. Lavoisier.

Slide 13

Slide 14

En kemisk formel er en konventionel registrering af sammensætningen af ​​et stof ved hjælp af kemiske symboler og indekser. Indekset viser antallet af atomer i formelenheden for et stof. Koefficienten viser antallet af 5H2O-partikler, der ikke er forbundet med hinanden Koefficient Kemisk formel Indeks Ud fra denne lov opstilles kemiske reaktionsligninger ved hjælp af kemiske formler, koefficienter og matematiske fortegn.

Loven om bevarelse af masse er grundlaget for beregningen fysiske processer på alle områder menneskelig aktivitet. Dens gyldighed er ikke bestridt af hverken fysikere, kemikere eller repræsentanter for andre videnskaber. Denne lov overvåger, ligesom en streng revisor, overholdelsen nøjagtig masse et stof før og efter dets interaktion med andre stoffer. Æren ved at opdage denne lov tilhører den russiske videnskabsmand M.V. Lomonosov.

Indledende ideer om sammensætningen af ​​stoffer

Stoffets struktur forblev et mysterium for enhver person i mange århundreder. Forskellige hypoteser ophidsede videnskabsmændenes sind og opmuntrede vismændene til at engagere sig i lange og meningsløse debatter. Den ene hævdede, at alt består af ild, den anden forsvarede et helt andet synspunkt. Den antikke græske vismand Demokrits teori om, at alle stoffer består af bittesmå, usynlige for øjet, blinkede gennem massen af ​​teorier og blev ufortjent glemt. små partikler stoffer. Demokrit kaldte dem "atomer", hvilket betyder "udelelige". Desværre blev hans antagelse glemt i så længe som 23 århundreder.

Alkymi

Grundlæggende var middelalderens videnskabelige data baseret på fordomme og forskellige spekulationer. Alkymi opstod og spredte sig vidt og bredt, som var en mængde beskeden praktisk viden, nøje smagt med de mest fantastiske teorier. For eksempel, berømte hjerner af den tid forsøgte de at forvandle bly til guld og finde det ukendte filosoffens sten, helbredelse fra alle sygdomme. Under søgeprocessen, gradvist akkumuleret videnskabelig erfaring bestående af mange uforklarlige reaktioner kemiske elementer. For eksempel fandt man ud af, at mange stoffer, senere kaldet simple, ikke henfalder. Således blev genfødt gammel teori om udelelige stofpartikler. Det krævede et stort sind at omdanne dette lager af information til en sammenhængende og logisk teori.

Lomonosov teori

Nøjagtig kvantitativ metode Kemiforskning står i gæld til den russiske videnskabsmand M.V. Lomonosov. Bag strålende evner og hårdt arbejde fik han titel af professor i kemi og blev medlem Russiske Akademi Sci. Under ham blev landets første moderne kemiske laboratorium organiseret, hvor den berømte lov om bevarelse af masse af stoffer blev opdaget.

I processen med at studere strømmen af ​​kemiske reaktioner vejede Lomonosov initialen kemiske stoffer og produkter, der dukkede op efter reaktionen. Samtidig opdagede og formulerede han loven om bevarelse af stofmasse. I det 17. århundrede blev begrebet masse ofte forvekslet med begrebet "vægt". Derfor blev masser af stoffer ofte kaldt "skæl". Lomonosov fastslog, at strukturen af ​​et stof er direkte afhængig af de partikler, som det er bygget af. Hvis det indeholder partikler af samme type, kaldte videnskabsmanden et sådant stof simpelt. Med en heterogen sammensætning af blodlegemer viser det sig sammensatte. Disse teoretiske data gjorde det muligt for Lomonosov at formulere loven om bevarelse af masse.

Definition af lov

Efter adskillige eksperimenter etablerede M.V. Lomonosov en lov, hvis essens var som følger: vægten af ​​de stoffer, der kom ind i reaktionen, er lig med vægten af ​​de stoffer, der resulterede fra reaktionen.

I russisk videnskab kaldes dette postulat "Lomonosovs lov om bevarelse af masse af stoffer."

Denne lov blev formuleret i 1748, og de mest nøjagtige eksperimenter med reaktionen af ​​affyring af metaller i forseglede beholdere blev udført i 1756.

Lavoisiers eksperimenter

Europæisk videnskab opdagede loven om bevarelse af masse efter offentliggørelsen af ​​en beskrivelse af de stores værker fransk kemiker Antoine Lavoisier.

Denne videnskabsmand anvendte dristigt teoretiske begreber og fysiske metoder den tid, hvilket gav ham mulighed for at udvikle sig kemisk nomenklatur og oprette et register over alle kemiske stoffer kendt på det tidspunkt.

Med sine eksperimenter beviste Lavoisier, at i processen med enhver kemisk reaktion overholdes loven om bevarelse af massen af ​​stoffer, der kommer ind i en forbindelse. Derudover udvidede han udvidelsen af ​​loven om bevarelse til massen af ​​hvert af de grundstoffer, der deltog i reaktionen som en del af komplekse stoffer.

Spørgsmålet om, hvem der opdagede loven om bevarelse af massen af ​​stoffer, kan således besvares på to måder. M.V. Lomonosov var den første til at udføre eksperimenter, der klart demonstrerede fredningsloven og bragte den under teoretisk grundlag. A. Lavoisier i 1789, uafhængigt af den russiske videnskabsmand, opdagede uafhængigt loven om bevarelse af masse og udvidede dens princip til alle elementer, der deltager i en kemisk reaktion.

Masse og energi

I 1905 viste den store A. Einstein sammenhængen mellem et stofs masse og dets energi. Det blev udtrykt med formlen:

Einsteins ligning bekræfter loven om bevarelse af masse og energi. Denne teori siger, at al energi har masse og en ændring i denne energi forårsager en ændring i kroppens masse. Den potentielle energi i enhver krop er meget høj, og den kan kun frigives under særlige forhold.

Loven om bevarelse af masse er gyldig for alle legemer i mikro- og makrokosmos. Enhver kemisk reaktion deltager i omdannelsen af ​​et stofs indre energi. Når man beregner massen af ​​stoffer, der deltager i kemiske reaktioner, vil det derfor være nødvendigt at tage højde for stigningen eller tabet af masse forårsaget af frigivelse eller absorption af energi i en given reaktion. Faktisk er denne effekt i makrokosmos så ubetydelig, at sådanne ændringer kan ignoreres.

12.02.2015 5575 688 Khairulina Liliya Evgenievna

Formål med lektionen: at formulere begrebet loven om bevarelse af masse, at lære at sammensætte reaktionsligninger
Lektionens mål:
Pædagogisk: eksperimentelt bevise og formulere loven om bevarelse af masse af stoffer.
Udviklingsmæssigt: giv begrebet en kemisk ligning som en betinget registrering af en kemisk reaktion ved hjælp af kemiske formler; begynde at udvikle færdigheder i at skrive kemiske ligninger
Pædagogisk: indgyd interesse for kemi, udvid din horisont

Under timerne
I. Organisatorisk øjeblik
II. Frontal undersøgelse:
- Hvad er fysiske fænomener?
- Hvad er der sket kemiske fænomener?
- Eksempler på fysiske og kemiske fænomener
- Betingelser for kemiske reaktioner
III. At lære nyt stof

Formulering af loven om bevarelse af masse: massen af ​​stoffer, der indgår i en reaktion, er lig med massen af ​​de dannede stoffer.
Fra atom-molekylær videnskabs synspunkt forklares denne lov ved, at det samlede antal atomer ikke ændres under kemiske reaktioner, men kun deres omlejring sker.

Loven om bevarelse af masse af stoffer er den grundlæggende lov for kemi; alle beregninger for kemiske reaktioner er lavet på grundlag af den. Det er med opdagelsen af ​​denne lov, at fremkomsten af moderne kemi Hvordan eksakt videnskab.
Loven om bevarelse af masse blev teoretisk opdaget i 1748 og eksperimentelt bekræftet i 1756 af den russiske videnskabsmand M.V. Lomonosov.
Den franske videnskabsmand Antoine Lavoisier overbeviste i 1789 endelig den videnskabelige verden om denne lovs universalitet. Både Lomonosov og Lavoisier brugte meget nøjagtige skalaer. De opvarmede metaller (bly, tin og kviksølv) i forseglede beholdere og vejede udgangsmaterialerne og reaktionsprodukterne.

Kemiske ligninger
Loven om bevarelse af masse af stoffer bruges, når man udarbejder ligninger for kemiske reaktioner.
En kemisk ligning er en konventionel repræsentation af en kemisk reaktion ved hjælp af kemiske formler og koefficienter.
Lad os se en video - eksperiment: Opvarmning af en blanding af jern og svovl.
Som resultat kemisk interaktion svovl og jern opnås et stof - jern(II)sulfid - det adskiller sig fra den oprindelige blanding. Hverken jern eller svovl kan detekteres visuelt i det. Det er også umuligt at adskille dem ved hjælp af en magnet. Der er sket en kemisk ændring.
Udgangsmaterialerne, der deltager i kemiske reaktioner, kaldes reagenser.
Nye stoffer dannet som følge af en kemisk reaktion kaldes produkter.
Lad os skrive den igangværende reaktion i form af en kemisk reaktionsligning:
Fe + S = FeS
Algoritme til at sammensætte en kemisk reaktionsligning
Lad os lave en ligning for den kemiske reaktion mellem fosfor og ilt
1. I venstre side af ligningen skriver vi de kemiske formler ned for reagenserne (stoffer der reagerer). Husk! Molekylerne af de fleste simple gasformige stoffer er diatomiske - H2; N2; O2; F2; Cl2; Br2; I2. Mellem reagenserne sætter vi et "+"-tegn og derefter en pil:
P + O2 →
2. På højre side (efter pilen) skriver vi produktets kemiske formel (stoffet dannet under interaktionen). Husk! Kemiske formler skal kompileres ved hjælp af valenserne af atomer af kemiske elementer:

P + O2 → P2O5

3. Ifølge loven om bevarelse af masse af stoffer skal antallet af atomer før og efter reaktionen være det samme. Dette opnås ved at placere koefficienter foran de kemiske formler for reagenser og produkter fra en kemisk reaktion.
Først udlignes antallet af atomer, der er indeholdt mere i de reagerende stoffer (produkter).
I I dette tilfælde disse er iltatomer.
Find det mindste fælles multiplum af antallet af oxygenatomer på venstre og højre side af ligningen. Det mindste multiplum for natriumatomer er -10:
Vi finder koefficienterne ved at dividere det mindste multiplum med antallet af atomer af en given type, og sætter de resulterende tal ind i reaktionsligningen:
Loven om bevarelse af massen af ​​et stof er ikke opfyldt, da antallet af fosforatomer i reaktanterne og reaktionsprodukterne ikke er ens, vi handler på samme måde som situationen med oxygen:
Vi får den endelige form af den kemiske reaktionsligning. Vi erstatter pilen med et lighedstegn. Loven om bevarelse af stofmasse er opfyldt:
4P + 5O2 = 2P2O5

IV. Konsolidering
V. D/z

Download materiale

Se den downloadede fil for den fulde tekst af materialet.
Siden indeholder kun et fragment af materialet.