Законы химии постоянства состава вещества

Шакирова Н. | Закон постоянства состава вещества. Химические формулы | Журнал «Химия» № 7/2004

Законы химии постоянства состава вещества

Всякое вещество – от самого простого до самого сложного – имеет три различные, но взаимосвязанные стороны:

свойство, состав, строение…

Б.М.Кедров

Цели.

Дидактическая – рассмотреть понятия «химический элемент», «сложное вещество», а также состав сложных веществ, его постоянство, что обозначает химическая формула вещества, назначение коэффициентов и индексов.

Психологическая – вызвать интерес к предмету, выработать умения логически рассуждать, грамотно выражать свои мысли.
Воспитательная – развивать умения работать коллективно, оценивать ответы своих товарищей.

Оборудование. Кристаллическая решетка сульфида железа(II), модели молекул воды, индивидуальные карточки для проверки домашнего задания, таблички-анаграммы для химической разминки, шкала для определения эмоционального состояния ученика.

ХОД УРОКА

Ориентировочно-мотивационный этап

В начале и в конце урока проводится психологическая разминка [1]. Ее цель – определить эмоциональное состояние учащихся. У каждого ученика на внутренней стороне обложки тетради приклеена табличка с шестью лицами – шкала для определения эмоционального состояния (рис. 1). Каждый ученик ставит галочку под той рожицей, чье выражение отражает его настроение.

УЧИТЕЛЬ. Было бы замечательно, если бы к концу урока каждому удалось переместить галочку хотя бы на одну клетку влево. Для этого нужно задуматься над вопросами: может ли человек полюбить неинтересный ему учебный предмет? Что для этого нужно сделать?

при поддержке мобильного онлайн переводчика «m-translate.ru». Удобный и быстрый онлайн перевод с десятка языков, тысячи направлений перевода. Не требует установки, перевод слов, предложений и текстов, бесплатно. Чтобы начать пользоваться сервисом онлайн перевода перейдите на сайт: http://www.m-translate.ru/.

Химическая разминка [2].
УЧЕНИК. Вася и Петя любят составлять и разгадывать слова-анаграммы (обычно фантастические), в которых порядок букв переставлен. Попробуйте разгадать некоторые из химических анаграмм. Переставив буквы в каждом слове, надо получить название химического элемента.

Леодруг – без этого элемента в печке не будет огня,

сликодор – без этого элемента не проживете и десяти минут,
цинвес – у этого элемента действительно большой удельный вес,
мникрей – этот элемент ищите среди камней,
орребес – блестит, а не золото.
УЧИТЕЛЬ. Если вы легко справились с этим заданием, скажите себе: «Я – умница».
Проверка домашнего задания по теме «Химические знаки». Повторить знаки химических элементов и значения их относительных атомных масс. Обратить внимание на различие массы атома (в атомных единицах массы) и относительной атомной массы (безразмерной величины) на их общий признак – одинаковое численное значение. Затем провести фронтальную самостоятельную работу по индивидуальным карточкам в течение 5–10 мин.
Карточка 1. Назовите элементы по их химическим знакам: N, S, Ag, Al, O, I.
Карточка 2. Напишите химические знаки элементов: железо, водород, натрий, бром, цинк, хлор.

Операционно-исполнительный этап

УЧИТЕЛЬ. Сегодня мы познакомимся с одним из основных законов химии – это закон постоянства состава вещества. Мне хочется, чтобы вы за строгой формулировкой закона увидели живого, трудолюбивого и любознательного человека из Франции – Жозефа Луи Пруста.

Он в течение семи лет исследовал множество веществ, чтобы доказать утверждение, которое в современной формулировке умещается в три строчки. Об этом очень красиво сказал в своих стихах его земляк, малоизвестный у нас французский поэт Арман Сюлли-Прюдом, лауреат Нобелевской премии, современник Д.И.Менделеева.

УЧЕНИЦА
«Взор химика пытлив, ему порядок мил, Среди своих реторт, мензурок и приборов, Таких загадочных для любопытных взоров, Стремится он постичь капризы тайных сил. Он многое из них уже установил, Следя за их игрой, участник их раздоров, И скоро он велит, властитель этих споров, Признать и чтить закон, который он открыл.

Завидую тебе, взыскательный ученый, Чьи зоркие глаза мир видят обнаженный, Как в день творения, исток всех прочих дней. Веди ж меня в загадочное царство! Я верю: только в нем отыщется лекарство

От всех бесчисленных печалей и скорбей».

УЧИТЕЛЬ. Чтобы получить сульфид железа(II), мы смешивали железо и серу в соотношении 7:4. Если смешать их в другой пропорции, например 10:4, то химическая реакция произойдет, но 3 г железа в реакцию не вступит.

Почему наблюдается такая закономерность? Известно, что в сульфиде железа(II) на каждый один атом железа приходится один атом серы (демонстрация кристаллической решетки, рис. 2). Следовательно, для реакции нужно брать вещества в таких массовых соотношениях, чтобы сохранялось соотношение атомов железа и серы (1:1).

Поскольку численные значения атомных масс Fe, S и их относительных атомных масс Ar(Fe), Ar(S) совпадают, можно записать: Ar(Fe):Ar(S) = 56:32 = 7:4.
Отношение 7:4 сохраняется постоянно, в каких бы единицах массы ни выражать массу веществ
(г, кг, т, а.е.м.). Большинство химических веществ обладает постоянным составом.

Закон постоянства состава веществ был открыт французским ученым Прустом в 1808 г. Вот как этот закон звучал в его изложении: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании.

Во всем мире есть лишь одна киноварь».
Современная формулировка закона: каждое химически чистое вещество с молекулярным строением независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный качественный и количественный состав.

Учащиеся записывают определение в тетрадь. Затем они выполняют самостоятельную работу. Текст заданий заранее написан на доске. Двое учащихся решают задачи на обратной стороне доски, остальные решают в тетрадях. После выполнения работы ученики обмениваются тетрадями, происходит взаимопроверка.

Учитель может выборочно проверить некоторые тетради.
Вариант 1. Для получения сульфида железа(II) взяли 3,5 г железа и 4 г серы. Какое вещество останется неизрасходованным и какова его масса?
Вариант 2. Чтобы получить сульфид железа(II), взяли 15 г железа и 8 г серы.

Какое вещество взято в избытке и какова масса этого избытка?

УЧИТЕЛЬ. А сейчас послушайте выступление о знаменитом споре между французскими учеными Ж.Л.Прустом и К.Л.Бертолле, который длился около 10 лет на страницах французских журналов в начале XIX в.
УЧЕНИК.  Да, спор двух французских химиков длился с 1799 по 1809 г., а затем был продолжен химиками Англии, Швеции, Италии, России и других стран.

Этот спор можно с полным правом назвать первой научной дискуссией такого масштаба и по времени возникновения, и по стратегической важности обсуждаемых проблем. Эта дискуссия определила пути развития химии на столетия вперед. В 1799 г. профессор Королевской лаборатории в Мадриде, француз по происхождению, Жозеф Луи Пруст опубликовал статью «Исследования меди».

В статье подробно освещены анализы соединений меди и сделан вполне обоснованный вывод, что химически индивидуальное соединение всегда, независимо от способа его образования, обладает постоянным составом. К такому же выводу Пруст пришел и позже, в 1800–1806 гг., исследуя химические соединения свинца, кобальта и других металлов. В 1800–1803 гг.

английский химик Джон Дальтон обосновал этот закон теоретически, установив атомное строение молекул и наличие определенных атомных масс элементов. Чисто теоретически Дальтон пришел к открытию еще одного основного закона химии – закона кратных отношений, находящегося в единстве с законом постоянства состава.

В то же самое время профессор Нормальной школы в Париже Клод Луи Бертолле, уже знаменитый химик, опубликовал ряд статей, в которых отстаивал вывод о том, что состав химических соединений зависит от способа их получения и часто бывает не постоянным, а переменным.

Бертолле выступил против законов Пруста и Дальтона, аргументируя это все новыми и новыми опытами по получению сплавов, твердых оксидов металлов. Он воспользовался и данными самого Пруста, указав на то, что в природных сульфидах и оксидах металлов содержится избыток серы и кислорода по сравнению с полученными в лаборатории. Развитие химии показало, что обе стороны были правы.

Точка зрения Пруста и Дальтона для химии 1800-х гг. была понятна, конкретна и почти очевидна. Пруст и Дальтон заложили основы атомно- молекулярного учения о составе и строении химических соединений. Это была магистральная линия развития химии. Точка зрения Бертолле была практически неприемлема для тогдашней химии, т. к.

она отражала химизм процессов, изучение которых началось в основном лишь с 1880-х гг. И только будущее показало, что и Бертолле был прав!

По предложению академика Н.С.Курнакова вещества постоянного состава были названы дальтонидами (в честь английского химика и физика Дальтона), а вещества переменного состава – бертоллидами (в память о французском химике Бертолле). (Более подробно об этом можно прочитать в работах [3, 4].)

УЧИТЕЛЬ. Подведем итоги сообщения. Во-первых, известны вещества немолекулярного строения с переменным составом. Во-вторых, закон постоянства состава веществ справедлив для веществ молекулярного строения. В-третьих, существует категория веществ молекулярного строения, для которых закон постоянства состава неверен. Это полимеры, с ними мы познакомимся на уроках химии позднее. Что же подразумевается под количественным и качественным составами веществ? На основе закона Пруста можно записать химические формулы веществ при помощи химических знаков. Рассмотрим в качестве примера состав молекулы воды. Она состоит из атомов водорода и кислорода (качественный состав), причем по массе в воде содержится водорода – 11,19%, а кислорода – 88,81% (количественный состав). Есть несколько способов выражения состава воды.

1-й способ. В состав молекулы воды входят два атома водорода и один атом кислорода (используем слова).

2-й способ. Эту же мысль можно выразить рисунком (используем условные обозначения):
3-й способ. Формула воды – Н2О (используем химические знаки и индексы).
Индекс показывает количество атомов данного элемента в молекуле.
Итак, состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н2О, НСl, СН4. Состав бертоллидов непостоянен, у них дробные стехиометрические индексы. Так, оксид титана(II) ТiO в действительности имеет состав от ТiO0,7 до ТiO1,3.
Ответьте мне на вопрос: что показывает коэффициент? (Ответ учащихся: число молекул данного вещества.)
Рассмотрим пример: 3Н2О. Какое количество молекул воды отображает эта запись? Сколько атомов водорода в одной молекуле воды, в трех молекулах воды? Сколько атомов кислорода в одной молекуле воды, в трех молекулах воды? (Демонстрация моделей молекул воды.) Читаем формулу: «три-аш-два-о».
Демонстрация увеличенного рисунка 15 на с. 24 учебника «Химия-8» [5], представляющего запись: 3CuCl2, 5Al2O3, 3FeCl2.
УЧИТЕЛЬ. Как прочитать формулы указанных веществ? Сколько молекул данного вещества отображает химическая формула? Сколько атомов каждого элемента входит в одну молекулу данного вещества? Сколько атомов каждого элемента в трех (пяти) молекулах данного вещества?
Химическая формула – это условная запись состава вещества посредством химических знаков и индексов.
Ученики записывают определение в тетрадь.

Рефлексивно-оценочный этап

Беседа с учащимися по вопросам. 1. Кем и когда был открыт закон постоянства состава веществ? 2. Дайте определение этого закона. 3. В чем состояла суть спора между химиками Прустом, Дальтоном и Бертолле? 4. Что отображает химическая формула вещества? 5. Что показывают коэффициент и индексы в химической формуле?

6. Есть ли разница в составе веществ, имеющих формулы: СО и СО2, Н2О и Н2О2?

7. Используя химические знаки, индексы и коэффициенты, запишите обозначения двух молекул воды, трех молекул оксида азота (если известно, что в молекуле оксида азота на один атом азота приходится два атома кислорода), трех молекул сероводорода (в его молекуле на два атома водорода приходится один атом серы), четырех молекул оксида фосфора (в каждой молекуле этого оксида на два атома фосфора приходится пять атомов кислорода). Ученики делают записи в тетради, один ученик – на обратной стороне доски. Проверка: обмен тетрадями с соседом по парте, сверка по ответу на доске, анализ ошибок.

Задание на дом. Учебник «Химия-8» [5], § 9, с. 22–23; § 10, с. 24–25. Двум учащимся дается задание подготовить небольшие сообщения по биографии Пруста.

Итоги урока. Объявить оценки за урок отвечавшим ученикам, поблагодарить всех за работу на уроке. Провести оценку эмоционального состояния по шкале (см. рис. 1). Учитель еще раз напоминает вопросы, над которыми необходимо подумать для эффективной работы на уроках.

Источник: https://him.1sept.ru/article.php?ID=200400708

Основные понятия и законы химии

Законы химии постоянства состава вещества

Химия – это наука, которая сопутствует нам, где бы мы не находились: дома, в офисе, на природе или в городе. Трудно переоценить ее вклад в нашу жизнь, необходимость понимания и знания основных понятий и законов химии.

Итак, начнем рассказ об основных понятиях и законах химии. Сначала дадим определение науке: Химия — наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении.

Основные понятия химии

У истока основных понятий химии стоит атомно-молекулярное учение, которое дает определение молекулы и атома:

Молекула — это наименьшая частица определенного вещества, которая обладает его химическими свойствами. Состав и химическое строение молекулы определяют ее химические свойства. Все вещества состоят из молекул, а молекулы из атомов.

Атом – это наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ, это электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра атома и отрицательно заряженных электронов, вращающихся вокруг ядра.

Молекулы и атомы находятся в постоянном движении.

В настоящее время известно 110 элементов, 89 из которых найдены в природе, остальные получены искусственно (см. Интересные факты о химических элементах). Что же такое Химический элемент? Это такой вид атомов, который имеет определенный заряд ядра и строение электронных оболочек.

Теперь рассмотрим строение атомного ядра и следующее основное понятие химии.

Атомное ядро состоит из  протонов (Z) и  нейтронов (N), имеет положительный заряд, равный по величине количеству протонов (или электронов в нейтральном атоме) и совпадает с порядковым номером элемента в периодической таблице.

Суммарная масса протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Существуют химические элементы (изотопы), имеющие одинаковый заряд ядер, но при этом различные массовые числами, что достигается за счет разного числа нейтронов в ядре.

Некая совокупность атомов и молекул, их ассоциатов и агрегатов, которые могут находиться в любом из трех агрегатных состояний, образуют вещество.

Простые вещества состоят из атомов одного вида, а сложные вещества (химические соединения)  состоят из атомов разного вида и образуются при химическом взаимодействии атомов разных химических элементов.

Встречается явление, при котором один химический элемент может образовывать нескольких простых веществ, различных по свойствам и строению. Это явление называется Аллотропией.

В 1814 г Й. Берцелиус предложил использовать химическую формулу — запись состава веществ с помощью химических знаков и индексов.

Химическое вещество характеризуется атомной массой, а молекулы — молекулярной массой.

Относительная атомная масса (Ar) – это отношение средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Относительная молекулярная масса(Mr) — величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Относительная молекулярная масса вещества равна  сумме относительных атомных масс всех элементов, составляющих химическое соединение, с учетом индексов.

Моль вещества (n) — это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится их в 12 г изотопа углерода 12C.

Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества равно 6,02 • 1023.Эточисло называется числом Авогадро(NA)

Молярная масса (M) показывает массу 1 моля вещества и  равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

M = m / n

Для более удобного сравнения способности различных элементов к соединению введено понятие химического эквивалента. Это одно из важнейших понятий химии , дадим ему определение:

Химическим эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента вещества называется эквивалентной массой(mэкв).

Эквивалентную массу соединения можно определить по его химической формуле, например,

m экв(оксида) = М (оксида)/(число атомов кислорода*2);
m экв(основания) = М (основания)/число гидроксильных групп;
m экв(кислоты) = М кислоты/число протонов;
m экв(соли) = М соли /(число атомов металла*валентность металла).

Аналогично можно дать определение понятию эквивалентный объем.

Эквивалентный объем – это тот объем, который при данных условиях занимает 1 эквивалент вещества. Так как эквивалент водорода равен 1 моль, а в 22,4 л Н2 содержатся 2 эквивалента водорода; тогда эквивалентный объем водорода равен 22,4/2=11,2 л/моль, для О2 эквивалентный объем равен 5,6 л/моль.

Определить эквивалент вещества можно также по его соединению с другим веществом, эквивалент которого известен.

Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) можно исходя из закона эквивалентов, который гласит, что химические элементы соединяются между собой или замещают друг друга  в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов:

m1/m2=Мэкв1/ Мэкв2, где

где m1 и m2 — массы реагирующих или образующихся веществ, m экв1 и m экв2 — эквивалентные массы этих веществ.

Основные законы химии

Нижеперечисленные законы принято считать основными законами химии.
В 1756 г. М.В. Ломоносов, после длительных испытаний, пришел к важному открытию:  вес всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равен весу всех продуктов реакции.

Закон сохранения вещества отражается в  законе сохранения массы, который заключается в следующем: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Вещества не исчезают и не возникают из ничего, а происходит химическое превращение. Закон является основой при составлении химических реакций и количественных расчетов в химии.

В 1808 Ж. Пруст сформулировал Закон постоянства состава, который гласит, что независимо от способа получения все индивидуальные вещества имеют постоянный количественный и качественный состав.

В 1803 г Д.Дальтон открыл Закон кратных отношений, заключающийся в том, что если два химических элемента образуют несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

В 1808 г Гей-Люссак сформулировал Закон объемных отношений:

«Объемы газов, вступающих в химические реакции, и  объемы газов, являющихся продуктами реакции, соотносятся между собой как небольшие целые числа».

Важную роль в развитии химической науки сыграли газовые законы (справедливы только для газов).

В 1811 г. Авогадро ди Кваренья (Закон Авогадро)  доказал, что- в равных объемах любых газов при постоянных условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

В одинаковых условиях одно и то же число молекул занимают равные объемы, а 1 моль любого при T=273°К и p=101,3 кПа газа занимает объем 22,4 л, который называется молярным объемом газа (Vm).

Независимо друг от друг трое ученых вывели следующие законы:

закон Гей-Люссака при P = const:  V1 / T1 = V2 / T2;

закон Бойля-Мариотта при Т= const:P1V1 = P2V2;

закон Шарля при V = const:P1 / T1 = P2 / T2

При объединении этих трех законов получаем: P1V1 / T1 = P2V2 / T2

Если условия отличаются от нормальных, то применяют уравнение Клапейрона – Менделеева:

pV = nRT = (m/M)RT, где

p — давление газа, V — его объем, n — количество молей газа, R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль*К).

Количество газа при нормальных условиях рассчитывают по формуле:

n = V/Vm = V/22,4.

Плотность газов при заданных давлении и температуре прямо пропорциональна их молярной массе:

ρ = m/V = pM/(RT) = (p/RT)M.

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плотность газа В по газу А определяется следующим образом:

DA(B) = ρ(В)/ρ(А) = М(В)/М(А).

Это основные законы химии. В заключение приведем Закон парциальных давлений (закон Дальтона).

Парциальное давление в смеси равно тому давлению газа, которым он обладал бы, если бы занимал такой же объем, какой занимает вся смесь при той же температуре.

При условии, что в газовой смеси нет химического взаимодействия, общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов, входящих в эту смесь:

pобщ=p1+p2+p3+…+pn

Состав газовых смесей может выражаться количеством вещества (n), массовыми (ωn),  объемными (φn) и молярными (χ) долями:

ωn=mn/m

φn=Vn/V

χ=ni/∑ni

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/osnovnie-ponyatiya-i-zakoni-himii/osnovnie-ponjatiya-i-zakoni-himii.html

Закон постоянства состава вещества. Законы сохранения в химии

Законы химии постоянства состава вещества

Химия относится к разряду точных наук, и наряду с математикой и физикой устанавливает закономерности существования и развития материи, состоящей из атомов и молекул.

Все процессы, протекающие как в живых организмах, так и среди объектов неживой природы, имеют в своей основе явления превращения массы и энергии.

Закон постоянства состава вещества, изучению которого будет посвящена эта статья, и лежит в основе протекания процессов в неорганическом и органическом мире.

Атомно-молекулярное учение

Чтобы понять суть законов, управляющих материальной действительностью, нужно иметь представление о том, из чего она состоит. По словам великого российского ученого М. В. Ломоносова «Во тьме должны пребывать физики и, особенно, химики, не зная внутреннего частиц строения».

Именно он в 1741 году, сначала теоретически, а затем и подтвердив опытами, открыл законы химии, служащие основой для изучения живой и неживой материи, а именно: все вещества состоят из атомов, способных образовывать молекулы. Все эти частицы находятся в непрерывном движении.

Открытия и ошибки Дж. Дальтона

Спустя 50 лет идеи Ломоносова стал развивать английский ученый Дж. Дальтон. Ученый выполнил важнейшие расчеты по определению атомных масс химических элементов.

Это послужило главным доказательством таких предположений: массу молекулы и вещества можно вычислить, зная атомный вес частиц, входящих в её состав.

Как Ломоносов, так и Дальтон считали, что, независимо от способа получения, молекула соединения всегда будет иметь неизменный количественный и качественный состав. Первоначально именно в таком виде был сформулирован закон постоянства состава вещества.

Признавая огромный вклад Дальтона в развитие науки, нельзя умолчать о досадных ошибках: отрицании молекулярного строения простых веществ, таких как кислород, азот, водород. Ученый считал, что молекулы есть только у сложных химических веществ. Учитывая огромный авторитет Дальтона в научных кругах, его заблуждения негативно повлияли на развитие химии.

Как взвешивают атомы и молекулы

Открытие такого химического постулата, как закон постоянства состава вещества, стало возможным благодаря представлению о сохранении массы веществ, вступивших в реакцию и образовавшихся после нее. Кроме Дальтона, измерение атомных масс проводил И.

Берцелиус, составивший таблицу атомных весов химических элементов и предложивший современное их обозначение в виде латинских букв. В настоящее время массу атомов и молекул определяют с помощью углеродной нанотрубки. Результаты, полученные в данных исследованиях, подтверждают существующие законы химии.

Ранее ученые использовали такой прибор, как масс-спектрометр, но усложненная методика взвешивания явилась серьёзным недостатком в спектрометрии.

Почему так важен закон сохранения массы веществ

Сформулированный М. В. Ломоносовым выше названный химический постулат доказывает тот факт, что во время реакции атомы, входящие в состав реагентов и продуктов, никуда не исчезают и не появляются из ничего.

Их количество сохраняется без изменения до и после химического процесса. Так как масса атомов константна, данный факт логически приводит к закону сохранения массы и энергии.

Более того, ученый декларировал эту закономерность, как всеобщий принцип природы, подтверждающий взаимопревращение энергии и постоянство состава вещества.

Идеи Ж. Пруста как подтверждение атомно-молекулярной теории

Обратимся к открытию такого постулата, как закон постоянства состава. Химия конца 18 – начала 19 века – наука, в рамках которой велись научные споры между двумя французскими учеными, Ж. Прустом и К. Бертолле.

Первый утверждал, что состав веществ, образовавшихся в результате химической реакции, зависит главным образом от природы реагентов. Бертолле был уверен, что на состав соединений – продуктов реакции влияет еще и относительное количество взаимодействующих между собой веществ.

Большинство химиков в начале исследований поддержали идеи Пруста, который сформулировал их следующим образом: состав сложного соединения всегда постоянный и не завит от того, каким способом оно было получено. Однако дальнейшее исследование жидких и твердых растворов (сплавов) подтвердило мысли К. Бертолле.

К этим веществам закон постоянства состава был неприменим. Более того, он не действует для соединений с ионными кристаллическими решетками. Состав этих веществ зависит от методов, которыми их добывают.

Каждое химическое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Эта формулировка характеризует закон постоянства состава вещества, предложенный Ж. Прустом в 1808 году.

В качестве доказательств он приводит следующие образные примеры: малахит из Сибири имеет такой же состав, как и минерал, добытый в Испании; в мире есть только одно вещество киноварь, и не имеет значения, из какого месторождения она получена.

Таким образом Пруст подчеркивал постоянство состава вещества, независимо от места и способа его добычи.

Не бывает правил без исключений

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного соединения химические элементы соединяются друг с другом в определённых весовых соотношениях.

Вскоре в химической науке появились сведения о существовании веществ, имеющих переменный состав, который зависел от способа получения. Русский ученый М.

Курнаков предложил назвать эти соединения бертоллидами, например оксид титана, тяжелая вода, нитрид циркония.

У этих веществ на 1 весовую часть одного элемента приходится различное количество другого элемента. Так, в бинарном соединении висмута с галлием на одну весовую часть галлия приходится от 1,24 до 1,82 части висмута.

Позже химики установили, что, кроме соединения металлов друг с другом, вещества, не подчиняющиеся закону постоянства состава, есть в таком классе неорганических соединений, как оксиды.

Бертоллиды характерны также для сульфидов, карбидов, нитридов и гидридов.

Роль изотопов

Получив в свое распоряжение закон постоянства вещества, химия как точная наука смогла увязать весовую характеристику соединения с изотопным содержанием элементов, образующих его. Вспомним, что изотопами считают атомы одного химического элемента с одинаковыми протонными, но различными нуклонными числами.

Учитывая наличие изотопов, понятно, что весовой состав соединения может быть переменным при условии постоянства элементов, входящих в это вещество. Если элемент увеличивает содержание какого-либо изотопа, то и весовой состав вещества тоже изменяется.

Например, обычная вода содержит 11 % водорода, а тяжелая, образованная его изотопом (дейтерием), – 20 %.

Характеристика бертоллидов

Как мы уже выяснили ранее, законы сохранения в химии подтверждают основные положения атомно-молекулярной теории и являются абсолютно верными для веществ постоянного состава – дальтонидов. А бертоллиды имеют границы, в которых возможно изменение весовых частей элементов.

Например, в оксиде четырёхвалентного титана на одну весовую часть металла приходится от 0,65 до 0,67 части кислорода. Вещества непостоянного состава не имеют молекулярного строения, их кристаллические решетки состоят из атомов.

Поэтому химические формулы соединений лишь отражают границы их состава. У различных веществ они разные. Температура также может влиять на интервалы изменения весового состава элементов.

Если два химических элемента образуют между собой несколько веществ – бертоллидов, то для них также неприменим и закон кратных отношений.

Из всех вышеприведенных примеров сделаем вывод: теоретически в химии присутствуют две группы веществ: с постоянным и переменным составом. Наличие в природе этих соединений служит прекрасным подтверждением атомно-молекулярного учения. А вот сам закон постоянства состава уже не является доминирующим в химической науке. Зато он наглядно иллюстрирует историю её развития.

Источник: https://autogear.ru/article/266/725/zakon-postoyanstva-sostava-veschestva-zakonyi-sohraneniya-v-himii/

Закон постоянства состава: формулировка, примеры, значение

Законы химии постоянства состава вещества

Одно и то же химическое соединение имеет постоянный состав, вне зависимости от места и способа получения образца. К такому выводу одним из первых пришел основатель современной химии, французский ученый А. де Лавуазье.

Он сумел определить состав воды, воздуха, органических веществ, считал, что частицы входят в состав веществ в определенных пропорциях. Позже другим химиком из Франции Ж. Л. Прустом был сформулирован закон постоянства состава.

Оба исследователя немало сил приложили, чтобы отстоять свои идеи в споре с научным сообществом.

Взгляды на строение вещества на рубеже XVIII и XIX веков

Химические элементы, соединяясь друг с другом в разных соотношениях, образуют множество веществ. Каждое из них характеризуется определенным набором атомов и соотношением их масс. Но до конца XVIII столетия многие ученые считали иначе.

Проблема для них заключалась в неточности количественных методик. К тому же позиции атомно-молекулярных воззрений в то время были зыбкими, господствовала теория флогистона — мифического элемента.

В установление количественного состава вещества значительный вклад внесли:

  • А. де Лавуазье;
  • М. В. Ломоносов;
  • Ж. Л. Пруст;
  • Д. Дальтон.

Заслуга Ж. Л. Пруста заключается в том, что он усовершенствовал количественные методы Лавуазье, строго им следовал. Ученый предложил закон постоянства состава, сохранения соотношений элементов в образцах соединений.

Работу в этом направлении Пруст начал еще в конце XVIII века, но признание его труды получили только в 1808 году.

Джон Дальтон примерно в это же время ввел представление об атомах и массах этих частиц, кратных соотношениях.

Ученый, предложивший закон постоянства состава, появился на свет 26 сентября 1754 года на западе Франции. Отец Жозефа Луи был аптекарем в городе Анже. Он и приобщил сына к опытам с химическими веществами.

Юноша продолжил обучение в Париже, где познакомился с Лавуазье и его научными идеями. В 1776 году Пруст опубликовал свои первые серьезные труды в области химии. С 1799 по 1806 год ученый руководил лабораторией в Мадриде. Во Францию Пруст вернулся в 1806 году.

После краткого пребывания в Париже Жозеф Луи отправился в родные места. В 1808–1816 годах получили признание его труды в области изучения состава веществ, в том числе глюкозы. В 1817-м он вышел в отставку и жил в одиночестве до конца своих дней (1826).

Пруст был одним из выдающихся ученых своего времени, Рыцарем Почетного легиона, членом Королевской академии наук Неаполя.

Закон постоянства состава. Примеры

Ж. Л. Пруст открыл глюкозу, прославился блестящей победой в научной полемике с соотечественником Бертолле, причиной которой стал закон постоянства состава. Формулировка, предложенная Прустом, гласит: когда несколько элементов образуют химически чистый образец, то он состоит из одних и тех же атомов. Отношения их масс и числа также носят постоянный характер. Примеры:

  1. Хлорид натрия (NaCl) можно получить при взаимодействии соляной кислоты с гидроксидом натрия. Второй способ — обработка соляной кислотой карбоната натрия. В двух разных химических реакциях получаем соединение, формула которого NaCl. И в первом, и во втором случае вещество содержит 39,33% натрия и 60,66% хлора.
  2. Кислород (химический знак O) при образовании молекулы воды соединяется с одним и тем же количеством водорода (H). Если взаимодействует 1,11 г водорода с 8,89 г кислорода, то образуется 10 г воды (H2O). Увеличение количества одного из веществ приводит к такому же результату. Не прореагируют атомы того элемента, которого взяли в избытке. Масса воды в этом опыте остается такой же – 10 г, состав ее молекул отражает формула H2O.

В начале XIX века в теоретической химии утвердились законы, которые соединяют вещества, описывают их соотношения. Изучали качественные и количественные характеристики многие ученые, предложившие универсальные формулировки. Основополагающими были идеи М. В. Ломоносова о сохранении массы в химических превращениях. Установленный Ж. Л.

Прустом закон постоянства состава также имеет большое значение для науки и практики. На основании этой закономерности формулу воды записывают только в виде H2O, а состав серной кислоты – H2SO4. Но закон Пруста не имеет такого всеобъемлющего характера, как учение Ломоносова. Поэтому его формулировку уточнили после открытия изотопов.

Так называют атомы одного и того же элемента, имеющие разную массу. Соотношение частиц в составе образца является постоянной величиной, но только при условии неизменного изотопного состава. Например, массовый состав водорода и кислорода в обычной и тяжелой воде отличается. Вторая жидкость содержит изотоп водорода — дейтерий.

Масса тяжелой воды больше, чем обычной.

Современные взгляды на состав вещества

В соответствии с формулировкой Пруста соотношение масс атомов, составляющих определенное вещество, носит постоянный характер, не зависит от способа получения образца. В начале XX столетия при изучении сплавов металлов были открыты соединения с переменным составом.

В этом случае единице веса одного химического элемента могут соответствовать различные массы другого элемента. Например, в соединениях таллия с висмутом на единицу массы первого приходится от 1,2 до 1,8 единицы веса второго элемента.

Такие примеры можно найти среди интерметаллических веществ, оксидов, соединений серы, азота, углерода, водорода с металлами. Следовательно, законы, открытые Прустом и Дальтоном, справедливы полностью только в отношении тех веществ, что имеют молекулярное строение. К ним относятся многие кислоты, оксиды, гидриды.

Качественная и количественная структура подобных соединений является постоянной. Например, состав воды в атмосфере, Мировом океане, ледниках и живых организмах отражает формула H2O.

Источник: https://FB.ru/article/135670/zakon-postoyanstva-sostava-formulirovka-primeryi-znachenie

Основные химические законы

Законы химии постоянства состава вещества

Введение. 2

Закон Авогадро. 3

Закон Бойля-Мариотта. 5

Закон Гей-Люссака. 5

Закон объемных отношений. 5

Закон действующих масс. 7

Зависимость скорости реакции. 7

Закон Кюри. 8

Закон постоянства состава вещества. 10

Закон сохранения массы вещества. 10

Заключение. 12

Введение

Когда впервые обнаруживается, что некоторая идея объясняет или коррелирует многие факты, то такую идею называют гипотезой. Гипотезу можно подвергнуть дальнейшей проверке и экспериментально подтвердить выводы, которые из нее следуют. Если гипотеза при этом согласуется с результатами эксперимента, то ее называют теорией или законом.

Теория, например атомная теория, обычно включает некоторые представления о строении той или иной части Вселенной, тогда как закон может быть просто обобщением положений, относящихся к экспериментально выявленным фактам.

Так, существует закон постоянства углов между гранями в кристаллах. Этот закон утверждает, что при изменении углов между соответствующими гранями нескольких кристаллов одного и того же чистого вещества оказывается, что величины этих углов одинаковы.

Закон просто выражает тот факт, что углы между соответствующими гранями кристалла чистого вещества одинаково независимо от того, большой это кристалл или маленький; какого либо объяснения самому этому факту закон не дает.

Объяснение дает атомная теория кристаллов теория, которая исходит из того, что атомы кристаллов расположены в определенном порядке.

Закон Авогадро

Амадео Авогадро в 1811г. выдвинул гипотезу, которая в дальнейшем была подтверждена опытными данными и потому стала называться законом Авогадро:4

Таким образом, Авогадро указал, что противоречие между законом объемных отношений Гей-Люссака и учением Дальтона легко устраняется, если ввести представление о молекуле и атоме как о различных формах материи. Закон Гей-Люссака есть закон о числе молекул, а не атомов, находящихся в объеме газа.

Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. Таким образом, при соединени водорода с хлором их молекулы хлористого водорода. Из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуются две молекулы хлористого водорода.

H2+Cl2=2HCl

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: при одинаковых условиях 1 моль газа занимает одинаковый объем. Этот объем легко вычислить, если известна масса 1л газа.

Экспериментально установлено, что масса 1л кислорода при нормальных условиях (при температуре 273ºК (0ºС) и давлении 1 атм.) равна 1,429г. Следовательно, объем, занимаемый 1 молем при этих условиях, равен:

Молярный объем газа – это отношение объема вещества к количеству этого вещества:

, где

Vm – молярный объем газа (м³/моль или л/моль);

V – объем вещества,

n – количество вещества системы.

Точное значение молярного объема газа 22.4135±0.0006 л/моль.

На основе закона Авогадро определяют молекулярные массы газообразных веществ по их плотности.

По закону Авогадро массы m1 и m2 л каждого из двух разных газов равняются произведению молярной массы М1 и М2 на число – постоянная (число) Авогадро: число частиц (атомов, молекул или ионов) в моле вещества.

=моль ˜¹

или , где

D-относительная плотность газа.

Обычно плотности газов определяют по отношению к самому легкому газу – водороду (обозначают Dh2). Молярная масса водорода равна 2.016 г/моль или приближенно 2 г/моль, следовательно:

Молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна удвоенной плотности по водороду.

Если плотность определяют по воздуху, то исходят из средней молярной массы, равной 29 г/моль).

Молярную массу газа можно определить, исходя из его молярного объема при нормальных условиях в соответствии с формулами n=m/M, n=V/Vm. Если в этих формулах n для одного и того же газа имеет одинаковое значение, то , и .

При нормальных условиях л/моль, тогда

В условиях, отличных от нормальных, для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются газовыми законами.

Закон Бойля-Мариотта

, где

p-давление;

V-объем газа

Закон Бойля-Мариотта выполняется при очень малых давлениях

Закон Гей-Люссака

, где

T – абсолютная температура (К)

Закон объемных отношений

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Ж. Г. Гей-Люссаку (1778-1850). Гей-Люссак, изучая взаимодействие газообразных веществ, вывел закон простых объемных отношений:

Так, 1 объем водорода и 1 объем хлора дают 2 объема хлористого водорода. 2 объема водорода и 1 объем кислорода – 2 объема водяного пара, 3 объема водорода и 1 объем азота – 2 объема аммиака.

Одним из первых признал закон кратных отношений Гей-Люссака шведский химик Й. Я. Берцелиус (1779-1848), предположивший, что основное свойство газов заключается в том, что равные объемы газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число атомов.

Закономерность, установленную Гей-Люссаком, невозможно было объяснить, руководствуясь учением Дальтона о том, что простые вещества состоят из атомов. В самом деле, если в равных объемах газов, например водорода и хлора, содержится одинаковое число атомов, то при их взаимодействии должен получиться один объем хлористого водорода, а не два, как показывал опыт.

Закон Гей-Люссака был объяснен итальянским физиком А. Авогадро (1776-1856).

Закон действующих масс

Для реакции

A+B=C+D

Закон действующих масс запишется следующим образом:

, где CAиCB- концентрации вещества А и В (моль/л),

k-коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры.

k=v, когда концентрации каждого их реагирующих равны 1 моль/л или их произведение равно единице.

Данное уравнение носит название кинетического уравнения реакции.

Концентрация твердого вещества в процессе химического превращения не меняется), процесс идет на поверхности), поэтому скорость в реакциях с участием твердого тела определяется только концентрацией газов или растворенных веществ.

В сложных (многостадийных реакциях) скорость всего процесса зависит от скорости наиболее медленной реакции.

Зависимость скорости реакции

Согласно правилу Фант-Гоффа, при повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10°С, называется температурным коэффициентом реакции. Это правило является приближенным.

В 1889г. шведский ученый С. Аррениус предложил уравнение зависимости константы скорости реакции от температуры:

, где

k– константа скорости

A– постоянный коэффициент, характерный для каждой реакции,

R– универсальная газовая постоянная,

T– абсолютная температура,

Ea– энергия, названная Аррениусом энергией активации. Энергия активации измеряется в кДж/моль.

Реакционно-способными являются не все молекулы, а только активные, энергия которых в момент контакта составляет величину не меньшую Ea. В результате сообщения неактивным частицам вещества необходимой дополнительной энергии они превращаются в активные. Такой процесс носит название активации.

Источник: https://mirznanii.com/a/324342/osnovnye-khimicheskie-zakony

ГосЗакон
Добавить комментарий