Тема: Равенки хемиски реакции. Закон за зачувување на масата на супстанции .

Цел: Да се ​​формира концепт за равенките на хемиските реакции како конвенционална нотација што ги рефлектира трансформациите на супстанциите. Да научи како да составува равенки за реакција врз основа на законот за зачувување на масата на материјата од М.В.Ломоносов.

Задачи:

Образовни:

Продолжете со проучување на физичките и хемиските феномени со воведување на концептот на „хемиска реакција“,

Воведување на концептот на „хемиска равенка“,

Започнете да ја развивате способноста да пишувате равенки за хемиски реакции.

Образовни:

продолжи да се развива креативен потенцијалличностите на учениците преку создавање ситуација учење базирано на проблем, набљудувања, експерименти на хемиски реакции

Образовни:

воспитуваат внимателен ставна вашето здравје, способност за работа во парови.

Тип на лекција: комбинирано.

Методи: вербална, визуелна, практична.

Опрема:картички со задачи, лист за самооценување на учениците. цртежи.

компјутер, проектор, лична карта, презентација.

Искра, креда со киселина, кибрит стои со епрувети.

План за лекција.

1. Време на организирање.

2. Ажурирање на знаењата на учениците.

3. Подготовка за перцепција на нов материјал.

4. Проучување на нов материјал.

5. Консолидација.

6. Домашна задача.

7. Рефлексија.

За време на часовите.

1. Организациски момент.

2.Ажурирање на знаењата на учениците.

Фронтална анкета.

Кои појави се нарекуваат физички?

Кои феномени се нарекуваат хемиски?

Кои знаци на хемиски реакции ги знаете?

Кои услови треба да се создадат за да започне хемиска реакција?

Вежба 1.

Сега, обидете се да погодите кои се појавите во овие стихови ние зборуваме за.

Презентација.

Задача 2.

Воспоставете натпревар.

Работа за лична карта.

Диференцирана писмена анкета.

3. Подготовка за перцепција на нов материјал.

Демонстрација. Запалена искра.

1. Што се случува со магнезиумот, кој ја формира основата на светки?

2. Која беше главната причина за оваа појава?

3. Обидете се дијаграмски да ја прикажете хемиската реакција што ја забележавте во овој експеримент.

Mg + воздух = друга супстанција.

Кои знаци се користени за да се утврди дека се случила хемиска реакција?

(по знаци на реакција: мирис, промена на бојата)

4. Проучување на нов материјал.

Хемиска реакција може да се запише со помош на хемиска равенка.

Запомнете го концептот на равенка од курсот по математика.

Оваа реакција на согорување на магнезиум може да се запише со следнава равенка.

2Mg + O 2 = 2 MgO

Обидете се да дефинирате „хемиска равенка“ гледајќи ја ознаката.

Хемиската равенка е симболична претстава на хемиска реакција користејќи хемиски симболи и коефициенти.

На левата страна од хемиската равенка ги пишуваме формулите на супстанциите што влегле во реакцијата, а на десната страна ги запишуваме формулите на супстанциите настанати како резултат на реакцијата.

Супстанциите кои реагираат се нарекуваат реагенси.

Супстанциите формирани како резултат на реакцијата се нарекуваат производи.

Хемиските равенки се напишани врз основа на „Законот за зачувување на масата на материјата“, откриен од М.В. Ломоносов во 1756 година.

Масата на супстанции што влегуваат во реакција е еднаква на масата на супстанциите што произлегуваат од неа.

Материјалните носители на масата на супстанции се атомите хемиски елементи, бидејќи Тие не се формираат или уништуваат при хемиски реакции, туку доаѓа до нивно преуредување, тогаш валидноста на овој закон станува очигледна.

Бројот на атоми на еден елемент од левата страна на равенката мора да биде еднаков на бројот на атоми на тој елемент на десната страна на равенката.

Бројот на атоми се изедначува со помош на коефициенти.

Запомнете што е коефициент и индекс.

Искуство. Потврда јаглерод диоксид

Во епрувета се става парче креда и се прелива 1-2 мл раствор на хлороводородна киселина. Што набљудуваме? Што се случува? Кои се знаците на овие реакции?

Дозволете ни да подготвиме дијаграм на набљудуваната трансформација користејќи хемиски формули:

CaCO 3 + HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2

производи од реагенси

Ајде да ги изедначиме левата и десната страна на равенката користејќи коефициенти.

CaCO3 + 2HCI = CaCI2 + H2O + CO2

За да составите хемиски равенки, мора да следите серија последователни чекори.

Работи со ливчиња.

Алгоритам за составување хемиска равенка.

Редоследот на операции

пример

1. Определи го бројот на атомисекој елемент од левата и десната страна на дијаграмот за реакција

А1 + О 2 → А1 2 О 3

А1-1 атом А1-2 атоми

О-2 атоми 0-3 атоми

2. Меѓу елементите со различни броевиатоми на левата и десната страна на дијаграмот изберете го оној чиј број на атоми е поголем

Атоми О-2 лево

О-3 атоми на десната страна

3. Најдетенајмал заеднички множител (LCM) број на атомиовој елемент во левата странаделови од равенката и бројот на атоми на тој елемент на десноделови од равенката

4. Поделете го NOCспоред бројот на атоми на овој елемент во леводелови од равенката, добие коефициент за леводелови од равенката

6:2 = 3

Ал + ЗО 2 → Ал 2 О 3

5. Поделете го NOCспоред бројот на атоми на овој елемент на десноделови од равенката, добие коефициент за праводелови од равенката

6:3 = 2

А1 + ЗО 2 → 2A1 2 O 3

6. Ако поставениот коефициент го променил бројот на атоми на друг елемент, тогаш повторно повторете ги чекорите 3, 4, 5.

А1 + ЗО 2 → 2A1 2 O 3

А1 - 1 атом А1 - 4 атоми

4A1 + ZO 2 → 2A1 2 O 3

Вршење вежби 1. Подреди ги коефициентите во равенките на следните реакции.

1.Ал + С→ А 1 2 С 3 ;

2.А1+СО → А1 4 В 3 ;

3. В +H 2 → CH 4

4. Mg + N 2 → Mg3N2;

5. Fe + O 2 → Fe 3 O 4 ;

6. Аг+С → Ag2S;

7.Си + В 1 2 → SiCl 4

5. Консолидација.

1. Направете равенка за реакцијата.

Фосфор + Кислород = фосфор оксид (Стр 2 O 5)

Еден силен ученик работи на таблата.

2. Подредете ги коефициентите.

H 2 + C1 2 → NS1;

Н 2 + О 2 → БР;

CO 2 + C → CO;

HI → H 2 + 1 2;

Мг+ NS1 → MgCl 2 + H2;

6. Домашна задача: § 15.16, пр. 4.6 (напишано). стр 38-39

7. Рефлексија.

Оценете ги вашите активности на часот во согласност со опишаните критериуми за самооценување

Лист за самооценување на учениците.

Критериуми за самооценување.

1. Работеше со ентузијазам. Научи многу нови работи. Научи многу.

2. Работеше со интерес. Научи нешто ново. Научив нешто. Се уште има прашања.

3. Работеше затоа што беше дадено. Научи нешто ново. Ништо не научив.

4. Се преправаше дека работи. Ништо не научив.

Задача „Пирамида“ Au MoMn CuCs Ag Mg Cr Md Al C Mt FFe ZSMV Подолу е прикажана пирамида од пет ката, чии „градежни камења“ се хемиски елементи. Најдете патека од нејзината основа до нејзиниот врв така што да содржи само елементи со постојана валентност. Закон за зачувување на масата на супстанции М.В. Ломоносов

Закон за зачувување на масата на супстанциите 2 H 2 O 2H 2 + O 2 4H + 2O m1m1 m2m2 m3m3 m 1 = m 2 + m 3 Лавоазие (1789) Ломоносов Ломоносов (1756) Ги пишуваме равенките HR Ги решаваме задачите со помош на HR равенки = =36

Михаил Василевич Ломоносов (1711 – 1765) 1. Роден во 1711 година во Русија 2. Руски научник - натуралист 3. Основач на првиот Московски универзитет во Русија 4. Развил атомско-молекуларни идеи за структурата на супстанциите 5. Го открил законот за конзервација на масата на супстанции

Формулирање на законот за зачувување на масата на супстанциите Масата на супстанциите што произлегуваат од реакцијата Закон за зачувување на масата на супстанциите М.В. Ломоносова М.В. Ломоносов Последица на законот Практична имплементацијаБројот на атомите на секој елемент мора да биде ист пред и по реакцијата.Масата на супстанциите што влегле во реакцијата.

Алгоритам за составување равенки на хемиски реакции 1. На левата страна се напишани формулите на супстанциите што реагираат: KOH + CuCl На десната страна (по стрелката) се формулите на супстанциите што се добиваат како резултат на реакцијата. : KOH + CuCl 2 Cu(OH) 2 + KCl . 3. Потоа со помош на коефициенти се изедначува бројот на атоми на идентични хемиски елементи од десната и левата страна на равенката: 2KOH + CuCl 2 = Cu(OH) 2 + 2KCl.

Основни правила за подредување коефициенти Подредувањето на коефициентите започнува со елементот чии атоми повеќе учествуваат во реакцијата. Бројот на атоми на кислород пред и по реакцијата треба да биде рамномерен во повеќето случаи. Ако во реакцијата (размената) се вклучени сложени супстанции, тогаш распоредот на коефициентите започнува со атоми на метал или остатоци од киселина.

H 2 O H 2 + O 2 Распоред на коефициентите во равенката на хемиската реакција 4 4: : 1 22 Коефициент

Што покажува хемиската равенка Кои материи реагираат. Кои супстанции се формираат како резултат на реакцијата. Масата на реактанти и супстанции формирани како резултат на хемиска реакција. Односот на масите на супстанции кои реагираат и супстанции формирани како резултат на хемиска реакција.

Резиме на лекцијата: Што повторивме на часот денес што знаевте? Кои основни концепти ги запомнивме? Кои нови работи научивте денес, што научивте на час? За кои нови концепти научивме на денешната лекција? Што мислите, кое е вашето ниво на владеење на она што сте го научиле? едукативен материјал? Кои прашања предизвикаа најмногу тешкотии?

Задачи 1. Масата на колбата во која е согорен сулфурот не се променила по реакцијата. Во која колба (отворена или затворена) била спроведена реакцијата? 2. Израмнете го никулецот од парафинска свеќа на вагата, па запалете го. Како може да се промени положбата на вагата по некое време? 3. Кога цинкот со тежина од 65 g реагирал со сулфур, се формирал цинк сулфид (ZnS) со тежина од 97 g. Која маса на сулфур реагирала? 4. Во реакцијата влегле 9 g алуминиум и 127 g јод. Која маса на алуминиум јодид (Al I 3) се формира во овој случај?

Формулата на водата е H 2 O Калциумот е метал Фосфорот е метал Сложената супстанција се состои од различни супстанцииВалентноста на водородот е I Топењето шеќер е хемиска појава Палењето свеќа е хемиска реакција Атомот е хемиски делив Сулфурот има постојана валентностКислородот е едноставна супстанција Морска вода – чиста супстанцијаМаслото е чиста супстанција Сложена супстанција се состои од различни хемикалии. елементи Снегот е тело Да Не Солта е соединениеСО УХР ПОЧНЕТЕ ЗАВРШИ Изготвување равенки на хемиски реакции

Во лекцијата 11 "" од курсот " Хемија за кукли» ќе дознаеме од кого и кога е откриен законот за зачувување на масата на материите; Ајде да се запознаеме со хемиските равенки и да научиме како правилно да ги поставиме коефициентите во нив.

Досега при разгледувањето на хемиските реакции внимававме на нивните висок квалитетстрана, т.е. за тоа како и под кои услови почетните супстанции се претвораат во производи на реакција. Но, постои и друга страна на хемиските феномени - квантитативни.

Дали масата на супстанции кои влегуваат во хемиска реакција се менува? Во потрага по одговор на ова прашање, англискиот научник Р. Бојл уште во 17 век. спроведе многу експерименти за калцинирање на олово во запечатени садови. Откако ги завршил експериментите, ги отворил садовите и ги измерил производите на реакцијата. Како резултат на тоа, Бојл дојде до заклучок дека масата на супстанцијата по реакцијата поголема масаизвор на метал. Тој го објасни ова со додавање на некоја „огнена материја“ на металот.

Експериментите на Р. Бојл за калцинирање на метали ги повторил рускиот научник М.В.Ломоносов во 1748 година. За разлика од Бојл, тој по реакцијата ја остави репликата запечатена. Одмерувањето на репликата по реакцијата покажало дека неговата маса не се променила. Ова покажува дека, иако се случила хемиска реакција помеѓу металот и супстанцијата содржана во воздухот, збирот на масите на почетните супстанции е еднаков на масата на производот од реакцијата.

М.В. Ломоносов заклучи: Сите промени што се случуваат во природата се суштината на таквата состојба што колку нешто се одзема од едно тело, толку ќе се додаде на друго, па ако некаде се изгуби малку материја, на друго место ќе се зголеми.».

Во 1789 г француски хемичарА. Лавоазие докажа дека калцинирањето на металите е процес на нивната интеракција со еден од компонентивоздух - кислород. Врз основа на делата на М.В.Ломоносов и А. Лавоазие, таа беше формулирана закон за зачувување на масата на супстанции во хемиски реакции.

Масата на супстанции кои влегуваат во хемиска реакција е еднаква на масата на супстанциите формирани како резултат на реакцијата.

Во хемиските реакции, атомите не исчезнуваат без трага и не се појавуваат од ништо. Нивниот број останува непроменет. И бидејќи имаат постојана маса , тогаш масата на супстанциите формирани од нив исто така останува константна.

Законот за зачувување на масата на супстанции може да се потврди експериментално. За да го направите ова, користете го уредот прикажан на Слика 57, a, b. Нејзиниот главен дел е епрувета со две краци. Ајде да го истуриме во едното колено варова вода, во вториот - решение бакар сулфат. Ајде да го избалансираме уредот на вагата, а потоа да ги измешаме двата раствори во еден лактот. Во исто време, ќе видиме дека се таложи син талог од нова супстанција. Формирањето на талог потврдува дека дошло до хемиска реакција. Масата на уредот останува иста. Ова значи дека како резултат на хемиска реакција, масата на супстанции не се менува.

Законот е важен за правилно разбирање на сè што се случува во природата: ништо не може да исчезне без трага и да дојде од ништо.

Хемиските реакции може да се претстават со користење хемиски јазикформули Хемиските елементи претставуваат хемиски симболи, составот на супстанциите се пишува со користење на хемиски формули, хемиските реакции се изразуваат со користење хемиски равенкит.е., како што зборовите се направени од букви, речениците се направени од зборови.

Равенка за хемиска реакција (хемиска равенка)- ова е условно снимање на реакција со помош на хемиски формулии знаците „+“ и „=“.

При составувањето мора да се почитува и законот за зачувување на масата на супстанции во хемиските реакции равенки за хемиска реакција. Како во математички равенки, во равенките на хемиските реакции постои лева страна(каде што се напишани формулите на почетните материи) и десната страна (каде се запишани формулите на производите на реакцијата). На пример (сл. 58):

Кога пишувате равенки за хемиски реакции, знакот „+“ (плус) ги поврзува формулите на супстанции од левата и десната страна на равенката. Бидејќи масата на супстанциите пред реакцијата е еднаква на масата на формираните супстанции, се користи знакот „=“ (еднакво), кој ги поврзува левата и десната страна на равенката. За да се изедначи бројот на атоми на левата и десната страна на равенката, се користат броеви пред формулите на супстанциите. Овие броеви се нарекуваат коефициенти на хемиски равенкии прикажете го бројот на молекули или формули. Бидејќи 1 мол од која било супстанција се состои од истиот број структурни единици(6.02*10 23), тогаш коефициентите покажуваат и хемиски количинисекоја од супстанциите:

Кога пишувате хемиски равенки, се користат и специјални симболи, на пример, знакот „↓“, што покажува дека супстанцијата формира талог.

12.02.2015 5575 688 Хаирулина Лилија Евгениевна

Цел на часот: да се формулира концептот на законот за зачувување на масата, да се научи како да се составуваат равенки за реакција
Цели на лекцијата:
Образовни: експериментално докажете и формулирајте го законот за зачувување на масата на супстанции.
Развојно: дајте го концептот на хемиска равенка како условно запишување на хемиска реакција користејќи хемиски формули; започнете да развивате вештини за пишување хемиски равенки
Образовни: всадете интерес за хемијата, проширете ги вашите хоризонти

За време на часовите
I. Организациски момент
II. Фронтална анкета:
- Што се физички феномени?
- Што се случи хемиски појави?
- Примери на физички и хемиски појави
- Услови за појава на хемиски реакции
III. Учење нов материјал

Формулација на законот за зачувување на масата: масата на супстанциите што влегле во реакција е еднаква на масата на формираните супстанции.
Од гледна точка на атомско-молекуларната наука, овој закон се објаснува со тоа што за време на хемиските реакции вкупниот број на атоми не се менува, туку се случува само нивно преуредување.

Законот за зачувување на масата на супстанции е основниот закон на хемијата; сите пресметки за хемиски реакции се направени врз основа на него. Токму со откривањето на овој закон настанала појавата на модерна хемијаКако точната наука.
Законот за зачувување на масата теоретски бил откриен во 1748 година и експериментално потврден во 1756 година од рускиот научник М.В. Ломоносов.
Францускиот научник Антоан Лавоазие во 1789 година конечно го убеди научниот свет во универзалноста на овој закон. И Ломоносов и Лавоазје користеа многу точни ваги. Тие ги загревале металите (олово, калај и жива) во запечатени садови и ги мереле почетните материјали и производите на реакцијата.

Хемиски равенки
Законот за зачувување на масата на супстанции се користи при изготвување равенки на хемиски реакции.
Хемиска равенка е конвенционален приказ на хемиска реакција користејќи хемиски формули и коефициенти.
Да погледнеме видео - експеримент: Загревање мешавина од железо и сулфур.
Како резултат хемиска интеракцијасулфур и железо, се добива супстанца - железо (II) сулфид - се разликува од првобитната смеса. Во него визуелно не може да се открие ниту железо ниту сулфур. Исто така е невозможно да се разделат со помош на магнет. Се случи хемиска промена.
Почетните материјали кои учествуваат во хемиските реакции се нарекуваат реагенси.
Новите супстанции формирани како резултат на хемиска реакција се нарекуваат производи.
Да ја напишеме тековната реакција во форма на равенка за хемиска реакција:
Fe + S = FeS
Алгоритам за составување равенка за хемиска реакција
Ајде да создадеме равенка за хемиската реакција помеѓу фосфорот и кислородот
1. На левата страна од равенката ги запишуваме хемиските формули на реагенсите (супстанции кои реагираат). Запомнете! Молекулите на повеќето едноставни гасовити материи се диатомски - H2; N2; О2; F2; Cl2; Br2; I2. Помеѓу реагенсите ставаме знак „+“, а потоа стрелка:
P + O2 →
2. На десната страна (по стрелката) ја пишуваме хемиската формула на производот (супстанцијата формирана за време на интеракцијата). Запомнете! Хемиските формули мора да се состават со помош на валентностите на атомите на хемиските елементи:

P + O2 → P2O5

3. Според законот за зачувување на масата на супстанции, бројот на атомите пред и по реакцијата мора да биде ист. Ова се постигнува со поставување коефициенти пред хемиски формулиреагенси и производи од хемиски реакции.
Прво, се изедначува бројот на атоми кои се содржани повеќе во супстанциите (производите) што реагираат.
ВО во овој случајтоа се атоми на кислород.
Најдете го најмалиот заеднички множител од броевите на атоми на кислород на левата и десната страна на равенката. Најмалата множина за атомите на натриум е –10:
Ги наоѓаме коефициентите со делење на најмалиот множител со бројот на атоми од даден тип и ги ставаме добиените броеви во равенката на реакцијата:
Законот за зачувување на масата на супстанцијата не е задоволен, бидејќи бројот на атоми на фосфор во реактантите и производите на реакцијата не е еднаков, ние дејствуваме слично на ситуацијата со кислородот:
Ја добиваме конечната форма на равенката на хемиската реакција. Ја заменуваме стрелката со знак за еднаквост. Законот за зачувување на масата на материјата е задоволен:
4P + 5O2 = 2P2O5

IV. Консолидација
V. D/z

Преземете материјал

Погледнете ја датотеката за преземање за целосниот текст на материјалот.
Страницата содржи само фрагмент од материјалот.

Закон за зачувување на масата.

Масата на супстанции кои влегуваат во хемиска реакција е еднаква на масата на супстанциите формирани како резултат на реакцијата.

Законот за зачувување на масата е посебен случај обичајното правоприродата - законот за зачувување на материјата и енергијата. Врз основа на овој закон, хемиските реакции може да се претстават со користење на хемиски равенки, користејќи хемиски формули на супстанции и стехиометриски коефициенти кои ги рефлектираат релативните количини (број на молови) на супстанции вклучени во реакцијата.

На пример, реакцијата на согорување на метанот е напишана на следниов начин:

Закон за зачувување на масата на супстанции

(М.В. Ломоносов, 1748; А. Лавоазие, 1789)

Масата на сите супстанции вклучени во хемиската реакција е еднаква на масата на сите производи на реакцијата.

Атомско-молекуларната теорија го објаснува овој закон на следниов начин: како резултат на хемиски реакции, атомите не исчезнуваат или се појавуваат, туку се случува нивното преуредување (т.е., хемиска трансформација е процес на прекинување на некои врски помеѓу атомите и формирање на други, како чиј резултат од оригиналните молекули се добиваат супстанции, молекули на реакциони производи). Бидејќи бројот на атомите пред и по реакцијата останува непроменет, тогаш нивниот вкупна тежинаисто така не треба да се менува. Масата беше сфатена како количина што ја карактеризира количината на материјата.

На почетокот на 20 век, формулацијата на законот за зачувување на масата беше ревидирана во врска со појавата на теоријата на релативност (А. Ајнштајн, 1905), според која масата на телото зависи од неговата брзина и , според тоа, ја карактеризира не само количината на материјата, туку и нејзиното движење. Енергијата E што ја прима телото е поврзана со зголемувањето на неговата маса m со релацијата E = m c 2, каде што c е брзината на светлината. Овој сооднос не се користи при хемиски реакции, бидејќи 1 kJ енергија одговара на промена на масата за ~10 -11 g и m практично не може да се измери. ВО нуклеарни реакции, каде што E е ~10 6 пати поголема отколку кај хемиските реакции, треба да се земе предвид m.

Врз основа на законот за зачувување на масата, можно е да се изготват равенки на хемиски реакции и да се направат пресметки користејќи ги. Тоа е основа на квантитативна хемиска анализа.

Закон за постојаност на составот

Закон за постојаност на составот ( Џ.Л. Пруст, 1801 -1808 година.) - секое специфично хемиски чисто соединение, без оглед на начинот на неговото подготвување, се состои од истото хемиски елементи, а соодносите на нивните маси се константни, и релативни броевинивните атомисе изразуваат како цели броеви. Ова е еден од основните закони хемијата.

Законот за постојаност на составот не е задоволен за Бертолидес(соединенија со променлив состав). Меѓутоа, заради едноставност, составот на многу Бертолиди е напишан како константен. На пример, состав железо (II) оксиднапишано како FeO (наместо попрецизната формула Fe 1-x O).

ЗАКОН ЗА ПОСТОЈАН СОСТАВ

Според законот за постојаност на составот, секоја чиста супстанција има постојан состав, без оглед на начинот на нејзината подготовка. Значи, калциум оксид може да се добие на следниве начини: Без оглед на тоа како се добива супстанцијата CaO, таа има постојан состав: еден атом на калциум и еден атом на кислород ја формираат молекулата на калциум оксид CaO. Ние дефинираме моларна маса SaO: Ја одредуваме масената фракција на Ca користејќи ја формулата: Заклучок: Во хемиски чист оксид масен уделкалциумот е секогаш 71,4%, а кислородот 28,6%.

Закон за множители

Законот за повеќекратни соодноси е еден од стехиометрискизаконите хемијата: ако два супстанции (едноставноили комплекс) формираат повеќе од едно соединение едно со друго, тогаш масите на една супстанција по една и иста маса на друга супстанција се поврзани како цели броеви, обично мали.

Примери

1) Се изразува составот на азотни оксиди (во проценти по маса). следните броеви:

	Азотен оксид Н 2 О	Азотен оксид БР	Азотен анхидрид Н 2 О 3	Азот диоксид БР 2	Азотен анхидрид Н 2 О 5
Приватно О/Н

Поделувајќи ги броевите во долната линија со 0,57, гледаме дека тие се во сооднос 1:2:3:4:5.

2) Калциум хлоридформира 4 со вода кристален хидрат, чиј состав е изразен со формулите: CaCl 2 ·H 2 O, CaCl 2 ·2H 2 O, CaCl 2 ·4H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O, т.е. во сите овие соединенија масата на вода по еден молекулата на CaCl 2 се поврзани како 1:2:4:6.

Закон за волуметриски односи

(Геј-Лусак, 1808)

„Волуменот на гасови што влегуваат во хемиски реакции и волумените на гасови формирани како резултат на реакцијата се поврзани едни со други како мали цели броеви“.

Последица. Стоихиометриските коефициенти во равенките на хемиските реакции за молекули на гасовити материи покажуваат во какви волуменски соодноси реагираат или се добиваат гасовите материи.

2CO + O 2  2CO 2

Кога два волумена на јаглерод (II) оксид се оксидираат со еден волумен на кислород, се формираат 2 тома јаглерод диоксид, т.е. волуменот на почетната реакциона смеса се намалува за 1 волумен.

б) Кога се синтетизира амонијак од елементи:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Еден волумен азот реагира со три волумени водород; Во овој случај, се формираат 2 тома амонијак - волуменот на почетната гасовита реакциона маса ќе се намали за 2 пати.

Клејперон-Менделев равенка

Ако го запишеме комбинираниот закон за гас за која било маса на кој било гас, ја добиваме равенката Клејперон-Менделев:

каде што m е гасната маса; М - молекуларна тежина; p - притисок; V - волумен; Т - апсолутна температура (°К); R е универзална гасна константа (8,314 J/(mol K) или 0,082 l atm/(mol K)).

За дадена маса на одреден гас, односот m/M е константен, така што унифицираниот закон за гас се добива од равенката Клејперон-Менделев.

Колкав волумен ќе зафаќа јаглерод моноксид со тежина од 84 g на температура од 17°C и притисок од 250 kPa?

Бројот на молови на CO е:

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

Волумен на CO во Н.С. изнесува до

3 22,4 l = 67,2 l

Од комбинираниот закон за гасови Бојл-Мариот и Геј-Лусак:

(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 l

Релативната густина на гасовите покажува колку пати 1 мол од еден гас е потежок (или полесен) од 1 мол од друг гас.

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

Просечната молекуларна тежина на мешавина на гасови е еднаква на вкупната маса на смесата поделена со вкупниот број на молови:

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

ЗАКОН ЗА ЗАЧУВАЊЕ НА ЕНЕРГИЈАТА : во изолација Во еден систем, енергијата на системот останува константна; ​​можни се само транзиции од еден тип на енергија во друг. Во термодинамиката на зачувување на енергијата, законот одговара на првиот закон на термодинамиката, кој се изразува со равенката Q = DU + W, каде што Q е количината на топлина што се пренесува на системот, DU е промената во внатрешната. енергија на системот, W е работата што ја врши системот. Посебен случај на зачувување на енергијата е Хесовиот закон.

Концептот на енергија беше ревидиран во врска со појавата на теоријата на релативност (А. Ајнштајн, 1905): вкупната енергија Е е пропорционална со масата m и е поврзана со неа со релацијата E = mc2, каде што c е брзина на светлината. Според тоа, масата може да се изрази во единици на енергија и да се формулира поопшт закон за зачувување на масата и енергијата: во изо-лира. систем, збирот на масата и енергијата е константен и можни се само трансформации во строго еквивалентни соодноси на некои форми на енергија во други и еквивалентно поврзани промени во масата и енергијата.

Закон за еквиваленти

супстанциите меѓусебно комуницираат во количини пропорционални на нивните еквиваленти. При решавање на некои проблеми, попогодно е да се користи друга формулација на овој закон: масите (волумените) на супстанциите што реагираат едни со други се пропорционални на нивните еквивалентни маси (волумини).

еквиваленти: хемиските елементи се комбинираат едни со други во строго дефинирани количини што одговараат на нивните еквиваленти. Математичкиот израз на законот за еквиваленти има следен поглед: каде што m1 и m2 се масите на супстанциите што реагираат или резултираат, m eq(1) и m eq(2) се еквивалентни маси на овие супстанции.

На пример: одредена количина метал, чијашто еквивалентна маса е 28 g/mol, отстранува 0,7 литри водород од киселина, мерено на нормални услови. Одреди ја масата на металот. Решение: Знаејќи дека еквивалентниот волумен на водород е 11,2 L/mol, пропорцијата е: 28 g метал е еквивалентно на 11,2 L водород x g метал е еквивалентно на 0,7 L водород. Тогаш x=0,7*28/11,2= 1,75 g.

За да се одреди еквивалентната или еквивалентна маса, не е неопходно да се тргне од нејзината комбинација со водород. Тие можат да се утврдат со составот на соединението на даден елемент со кој било друг, чиј еквивалент е познат.

На пример: кога се комбинираат 5,6 g железо и сулфур, се формираат 8,8 g железо сулфид. Неопходно е да се најде еквивалентната маса на железо и нејзиниот еквивалент ако се знае дека еквивалентната маса на сулфур е 16 g/mol. Решение: од условите на проблемот произлегува дека во железо сулфид има 8,8-5,6 = 3,2 g сулфур на 5,6 g железо. Според законот за еквиваленти, масите на супстанциите кои содејствуваат се пропорционални на нивните еквивалентни маси, односно 5,6 g железо е еквивалентно на 3,2 g сулфур meq (Fe) е еквивалентно на 16 g/mol сулфур. Следи дека m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 g/mol. Еквивалент на железо е: 3=meq(Fe)/M(Fe)=28 g/mol:56 g/mol=1/2. Според тоа, еквивалент на железо е 1/2 мол, односно 1 мол железо содржи 2 еквиваленти.

Законот на Авогадро

Последици од законот

Прва последица од законот на Авогадро: еден мол од кој било гас под исти услови зафаќа ист волумен.

Особено, во нормални услови, т.е. на 0 °C (273 K) и 101,3 kPa, волуменот на 1 мол гас е 22,4 литри. Овој волумен се нарекува моларен волумен на гасот V m. Оваа вредност може повторно да се пресмета на други температури и притисоци користејќи ја равенката Менделеев-Клапејрон:

.

Втора последица од законот на Авогадро: моларната маса на првиот гас е еднаква на производот од моларната маса на вториот гас и релативната густина на првиот гас во однос на вториот.

Оваа позиција беше од огромно значење за развојот на хемијата, бидејќи овозможува да се одреди делумната тежина на телата способни да преминат во гасовита или пареа состојба. Ако преку мја означуваме делумната тежина на телото и со г- неговата специфична тежина во состојба на пареа, потоа односот м / гмора да биде константна за сите тела. Искуството покажа дека за сите проучувани тела кои поминуваат во пареа без распаѓање, оваа константа е еднаква на 28,9, ако при определувањето на делумната тежина тргнеме од специфичната тежина на воздухот земена како единица, но оваа константа ќе биде еднаква до 2, ако ја земеме специфичната тежина на водородот како единица. Означувајќи ја оваа константа, или, што е исто, делумниот волумен заеднички за сите пареи и гасови како СО, од формулата што ја имаме од друга страна m = dC. Бидејќи специфичната тежина на пареата лесно се одредува, тогаш, заменувајќи ја вредноста гВо формулата е изведена и непознатата парцијална тежина на даденото тело.

Термохемија

Термички ефект на хемиска реакција

Материјал од Википедија - слободната енциклопедија

Термички ефект на хемиска реакција или промена енталпијасистеми поради појава на хемиска реакција - количината на топлина која се припишува на промената на хемиската променлива добиена од системот во кој се одвивала хемиска реакција и производите на реакцијата ја преземале температурата на реактантите.

За термичкиот ефект да биде количина што зависи само од природата на тековната хемиска реакција, мора да се исполнат следните услови:

Реакцијата мора да продолжи или со постојан волумен П v (изохоричен процес), или при постојан притисок П p( изобаричен процес).

Во системот не се врши работа, освен работата за проширување можна при P = const.

Ако реакцијата се изведува под стандардни услови на T = 298,15 K = 25 ˚C и P = 1 atm = 101325 Pa, термичкиот ефект се нарекува стандарден термички ефект на реакцијата или стандардна енталпија на реакцијата Δ Х rO. Во термохемијата, стандардната топлина на реакцијата се пресметува со користење на стандардни енталпии на формирање.

Стандардна енталпија на формирање (стандардна топлина на формирање)

Стандардна топлина на формирање се подразбира како термички ефект на реакцијата на формирање на еден мол супстанција од едноставни материи, неговите компоненти, кои се во стабилна стандардни состојби.

На пример, стандардната енталпија на формирање е 1 мол метанотод јаглеродИ водородеднаков на термичкиот ефект на реакцијата:

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

Стандардната енталпија на формирање е означена со Δ Хза О. Овде индексот f значи формирање, а пречкртаниот круг, кој потсетува на диск од Plimsol - на што се однесува количината стандардна состојбасупстанции. Друга ознака за стандардна енталпија често се среќава во литературата - ΔH 298,15 0 , каде што 0 означува еднаков притисок на една атмосфера (или, нешто попрецизно, до стандардни услови ), а 298,15 е температурата. Понекогаш индексот 0 се користи за количини поврзани со чиста супстанција, пропишувајќи дека е можно да се назначат стандардни термодинамички величини со него само кога чиста супстанција е избрана како стандардна состојба . Стандардот, исто така, може да се земе, на пример, како состојба на супстанција во екстремно разреденарешение. „Плимсол диск“ во овој случај значи вистинска стандардна состојба на материјата, без оглед на неговиот избор.

Енталпијата на формирање на едноставни супстанции се зема еднаква на нула, а нултата вредност на енталпијата на формирање се однесува на состојбата на агрегација, стабилна на T = 298 K. На пример, за јодво кристална состојба Δ Х I2(tv) 0 = 0 kJ/mol, а за течност јод Δ Х I2 (l) 0 = 22 kJ/mol. Енталпиите на формирање на едноставни материи во стандардни услови се нивните главни енергетски карактеристики.

Термичкиот ефект на која било реакција се наоѓа како разлика помеѓу збирот на топлината на формирањето на сите производи и збирот на топлината на формирањето на сите реактанти во оваа реакција (последица Хесовиот закон):

Δ Хреакција O = ΣΔ Х f O (производи) - ΣΔ Х f O (реагенси)

Термохемиските ефекти може да се вклучат во хемиските реакции. Хемиските равенки кои укажуваат на количината на ослободена или апсорбирана топлина се нарекуваат термохемиски равенки. Реакциите придружени со ослободување на топлина во околината имаат негативен термички ефект и се нарекуваат егзотермични. Реакциите придружени со апсорпција на топлина имаат позитивен термички ефект и се нарекуваат ендотермичен. Термичкиот ефект обично се однесува на еден мол од реагираниот почетен материјал чијшто стехиометриски коефициент е максимален.

Температурна зависност термички ефект(енталпија) на реакција

За да се пресмета температурната зависност на реакциската енталпија, неопходно е да се знае моларот топлински капацитетсупстанции вклучени во реакцијата. Промената на реакциската енталпија со зголемување на температурата од T 1 на T 2 се пресметува според законот на Кирхоф (се претпоставува дека во даден интервалтемпературите, моларните топлински капацитети не зависат од температурата и нема фазни трансформации):

Ако фазните трансформации се случат во даден температурен опсег, тогаш при пресметката неопходно е да се земат предвид горештините на соодветните трансформации, како и промената на температурната зависност на топлинскиот капацитет на супстанциите што претрпеле такви трансформации:

каде ΔC p (T 1 ,T f) е промената на топлинскиот капацитет во температурниот опсег од T 1 до температурата на фазна транзиција; ΔC p (T f, T 2) е промената на топлинскиот капацитет во температурниот опсег од температурата на фазната транзиција до крајната температура, а T f е температурата на фазна транзиција.

Стандардна енталпија на согорување

Стандардна енталпија на согорување - Δ Х hor o, термичкиот ефект на реакцијата на согорување на еден мол супстанција во кислород до формирање на оксиди во највисок степеноксидација. Топлината на согорување на незапаливи материи се претпоставува дека е нула.

Стандардна енталпија на растворот

Стандардна енталпија на раствор - Δ Храствор, термички ефект на процесот на растворање на 1 мол супстанција во бескрајно голема количина на растворувач. Се состои од топлина на уништување кристална решеткаи топлина хидратација(или топлина решениеза неводени раствори), ослободени како резултат на интеракцијата на молекулите на растворувачите со молекули или јони на растворената супстанција со формирање на соединенија со променлив состав - хидрати (солвати). Уништувањето на кристалната решетка обично е ендотермичен процес - Δ Х resh > 0, а јонската хидратација е егзотермна, Δ Ххидра< 0. В зависимости от соотношения значений ΔХреш и Δ Ххидроенталпијата на растворање може да биде или позитивна или негативно значење. Значи растворање на кристално калиум хидроксидпридружено со ослободување на топлина:

Δ Х dissolveKOH o = Δ Ходлучи + Δ Х hydrK +o + Δ Х hydroOH −о = −59 KJ/mol

Под енталпија на хидратација - Δ Х hydr, се однесува на топлината што се ослободува кога 1 мол јони поминува од вакуум во раствор.

Стандардна енталпија на неутрализација

Стандардна енталпија на неутрализација - Δ Хнеутро енталпија од реакцијата на силни киселини и бази за да се формира 1 мол вода во стандардни услови:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH - = H 2 O, ΔH неутр ° = -55,9 kJ/mol

Стандардна енталпија на неутрализација за концентрирани раствори силни електролитизависи од концентрацијата на јоните, поради промената на вредноста ΔH на хидратација ° на јоните при разредување.

Енталпија

Енталпијае својство на супстанција што укажува на количината на енергија што може да се претвори во топлина.

Енталпија- Ова термодинамичко својствосупстанца која го означува нивото на енергија складирана во нејзината молекуларна структура. Ова значи дека иако супстанцијата може да има енергија врз основа на температурата и притисокот, не може целата да се претвори во топлина. Дел од внатрешната енергија секогаш останува во супстанцијата и ја одржува нејзината молекуларна структура. Дел кинетичка енергијасупстанцијата е недостапна кога нејзината температура се приближува до температурата на околината. Според тоа, енталпија е количината на енергија што е достапна за да се претвори во топлина при одредена температура и притисок. Единици за енталпија- Британска топлинска единица или џул за енергија и Btu/lbm или J/kg за специфична енергија.

Количина на енталпија

Квантитет енталпијана супстанцијата се заснова на нејзината дадена температура. Оваа температура- ова е вредноста што ја избираат научниците и инженерите како основа за пресметки. Тоа е температурата на која енталпијата на супстанцијата е нула J. Со други зборови, супстанцијата нема достапна енергија што може да се претвори во топлина. Оваа температура е разни материиразлични. На пример, оваа температура на водата е тројна точка (0 °C), азот -150 °C и ладилни средства на база на метан и етан -40 °C.

Ако температурата на супстанцијата е повисока од нејзината дадена температура или ја промени состојбата во гасовита состојба на дадена температура, енталпијата се изразува како позитивен број. Спротивно на тоа, на температура под оваа, енталпијата на супстанцијата се изразува како негативен број. Енталпијата се користи во пресметките за да се одреди разликата во енергетските нивоа помеѓу две состојби. Ова е неопходно за да се конфигурира опремата и да се одреди коефициенткорисно дејство на процесот.

Енталпијата често се дефинира како вкупната енергија на материјата, бидејќи е еднаков на збирот на неговата внатрешна енергија (u) во дадена состојба заедно со неговата способност да работи (pv). Но, во реалноста енталпијата не укажува полна енергијасупстанции на дадена температура над апсолутна нула (-273°C). Затоа, наместо да се дефинира енталпијата како вкупна топлина на супстанцијата, таа попрецизно се дефинира како вкупна количина на достапна енергија на супстанцијата што може да се претвори во топлина. H = U + pV

Внатрешна енергија

Внатрешната енергија на телото (означена како E или U) е збир од енергиите на молекуларните интеракции и топлинските движења на молекулата. Внатрешната енергија е единствена функција на состојбата на системот. Тоа значи дека секогаш кога системот ќе се најде во дадена состојба, тој внатрешна енергијаго добива значењето својствено за оваа состојба, без оглед на историјата на системот. Следствено, промената на внатрешната енергија за време на транзицијата од една состојба во друга секогаш ќе биде еднаква на разликата помеѓу нејзините вредности во конечната и почетната состојба, без оглед на патеката по која се случила транзицијата.

Внатрешната енергија на телото не може директно да се мери. Можете само да ја одредите промената на внатрешната енергија:

Донесено до телото топлина, мерено во џули

- Работаизведено од тело против надворешни сили, мерено во џули

Оваа формула е математички израз првиот закон на термодинамиката

За квази-статички процесиважи следнава врска:

-температура, мерено во келвини

-ентропија, мерено во џули/келвин

-притисок, мерено во паскали

-хемиски потенцијал

Број на честички во системот

Идеални гасови

Според законот на Џоул, изведен емпириски, внатрешна енергија идеален гасне зависи од притисокот или волуменот. Врз основа на овој факт, можеме да добиеме израз за промената на внатрешната енергија на идеалниот гас. А-приоритет моларен топлински капацитетсо постојан волумен, . Бидејќи внатрешната енергија на идеалниот гас е функција само на температурата, тогаш

.

Истата формула важи и за пресметување на промената на внатрешната енергија на кое било тело, но само во процесите со постојан волумен ( изохоричните процеси); В општ случај В В (Т,В) е функција и на температурата и на волуменот.

Ако ја занемариме промената на моларниот топлински капацитет со промена на температурата, добиваме:

Δ У = ν В В Δ Т,

каде ν е количината на супстанцијата, Δ Т- промена на температурата.

ВНАТРЕШНА ЕНЕРГИЈА НА СУПСТАНЦИЈА, ТЕЛО, СИСТЕМ

(грчки: ένέργια - активност, енергија). Внатрешната енергија е Дел вкупната телесна енергија (системи тел): Е = Е к + Е стр + У, Каде Е к - кинетичка енергијамакроскопски движењесистеми, Е стр - потенцијална енергија, предизвикани од присуството на надворешни сили полиња(гравитациски, електрични, итн.), У- внатрешна енергија. Внатрешна енергија супстанции, тела, системи на тела - функција држава, дефиниран како вкупна енергетска резерва на внатрешната состојба на супстанција, тело, систем, промена (ослободена) во процес хемиски реакции, пренос на топлина и перформанси работа. Компоненти на внатрешната енергија: (а) кинетичка енергија на топлинска веројатностдвижење на честички (атоми, молекули, јониитн.) кои ја сочинуваат супстанцијата (тело, систем); (б) потенцијалната енергија на честичките поради нивната интермолекуларна интеракција; (в) енергија на електроните во електронските обвивки, атоми и јони; (г) интрануклеарна енергија. Внатрешната енергија не е поврзана со процесот на промена на состојбата на системот. Со какви било промени во системот, внатрешната енергија на системот, заедно со неговата околина, останува константна. Односно, внатрешната енергија ниту се губи, ниту се добива. Во исто време, енергијата може да се движи од еден дел од системот во друг или да се претвори од еден формина друг. Ова е една од формулациите законзачувување на енергијата - првиот закон на термодинамиката. Дел од внатрешната енергија може да се претвори во работа. Овој дел од внатрешната енергија се нарекува слободна енергија - Г. (ВО хемиски соединенијатоа се нарекува хемиски потенцијал). Остатокот од внатрешната енергија, која не може да се претвори во работа, се нарекува врзана енергија - В б .

Ентропија

Ентропија (од грчкиἐντροπία - пресврт, преобразба) во природните науки- мерка за нарушување системи, кој се состои од многу елементи. Конкретно, во статистичка физика - мерка веројатностиимплементација на која било макроскопска состојба; В теорија на информации- мерка за несигурноста на секое искуство (тест), кое може да има различни исходи, а со тоа и износот информации; В историска наука, За објаснувања феноменалтернативна историја (инваријантност и варијабилностисториски процес).