Закон сохранения массы

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. (М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

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 ΔE связана с увеличением его массы Δm соотношением ΔE = Δm•c² , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, так как 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10^-11 г и Δm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где ΔЕ в ~10⁶ раз больше, чем в химических реакциях, Δm следует учитывать.

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

Составление химических уравнений включает два этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "→":

N₂O → N₂ + O₂

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2N₂O = 2N₂ + O₂

Расчеты по химическим уравнениям.

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (m_p) к теоретически возможной (m_т), выраженное в долях единицы или в процентах.

h = (m_p / m_т)•100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

Пример 1.Сколько г меди образуется при восстановлении 16 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

Решение

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 16 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

64 г –– из 80 г

Х –– из 16 г

Х = (16 · 64)/80 = 12,8 г

Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

12,8 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (12,8 · 82) / 100 = 10,5 г

Пример 2.Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 20,8 г сульфата натрия?

Решение

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке, поэтому предварительно определим, какое из двух исходных веществ находится в недостатке. Так как количества обоих реагирующих веществ одинаковы и стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции равны единице, то в избытке взято вещество с меньшей молекулярной массой. Это сульфат натрия (M (BaCl₂) – 208 г/моль, M (Na₂SO₄)– 132 г/моль). Рассчитаем его необходимое количество, обозначив за Х: m (Na₂SO₄) –– X.

208 г (1моль) BaCl₂ реагирует с 132 г (1 моль) Na₂SO₄; 20,8 г –– с Х г

X = (20,8 · 132) / 208 = 13,2 г Na₂SO₄

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl₂ израсходуется 13,2 г Na₂SO₄, а дано 20,8 г. Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl₂, взятому в недостатке.

Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO₄. 208 г (1 моль) BaCl₂ образует 233 г (1 моль) BaSO₄; 20,8 г –– Y г

Y = (233 · 20,8) / 208 = 23,3 г

2.2 Закон постоянства состава

Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.

2Cu + O₂ = 2CuO

Cu₂O + 1/2O₂ = 2CuO
Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

Например, если взять 4 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 2 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.