ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ

Следствия уравнения Энштейна

Из уравнения Эйнштейна для соотношения масс и энергий Е = m·c2 следует, что в любом процессе, сопровождающемся выделением или поглощением энергии, будет происходить соответствующее изменение массы. Если тело нагревается, - его энергия возрастает, а масса увеличивается. При выделении тепла в ходе химической реакции масса продуктов химической реакции будет меньше массы исходных веществ. Однако из-за громадного значения величины c2 (с = 2,997925·108 м/с) тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, отвечают очень малые массы, лежащие вне пределов возможности измерений. Например, при образовании из водорода и хлора 36,461 г хлороводорода выделяется энергия, соответствующая массе около 10-9 г. Поэтому можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией.

Поскольку для химических процессов изменением массы можно пренебречь, существуют два важных для химии следствия. Эти следствия исторически получили названия закона сохранения массы и закона сохранения энергии, однако, строго говоря, выполняются они приближенно. Для химических процессов они формулируются следующим образом.

Закон сохранения энергии - энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но отдельные ее виды могут переходить друг в друга по строго определенным эквивалентным соотношениям.

Так, если энергия химических связей в продуктах реакции больше, чем в реагентах, то освобожденная энергия выделяется в виде тепла, света, либо за счет нее произойдет работа (например, взрыв или движение поршня).

Практически это означает, что, если в ходе реакции энергия выделяется или поглощается, то запас энергии в продуктах реакции по сравнению с запасом ее в исходных веществах будет меньше или больше, соответственно. Запас энергии вещества в химии принято называть теплосодержанием, а выделяющуюся или поглощающуюся энергию - теплом. Благодаря закону сохранения энергии существует целая наука, изучающая вместе с другими явлениями тепловые эффекты химических реакций, называемая химической термодинамикой. В производстве на основе данного закона ведутся тепловые балансы.

Закон сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748 г.) - масса всех веществ, вступивших в реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после остается неизменным, то их общая масса также не изменяется.

На основании этого закона проводятся все расчеты по уравнениям химических реакций.

Закон постоянства состава

Ж. Пруст, 1801-1808 гг.

Любое химически индивидуальное соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения
или
Каждое химическое соединение имеет вполне определенный и постоянный состав

Это значит, что соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны. Закон всегда выполняется для газообразных и жидких веществ. Для вещества, находящегося в твердом состоянии, строго говоря, закон не справедлив. Это связано с тем, что в кристаллической структуре любого твердого вещества всегда, в той или иной мере, имеются пустоты, не заполненные атомами, примесные атомы других элементов и другие отклонения от идеальной структуры. На все это, наряду с температурой, давлением, концентрациями веществ, влияет очень большое число других факторов, связанных уже с технологией получения, выделения и очистки вещества. Так, в соединении висмута с таллием на единицу массы таллия может приходиться от 1,24 до 1,82 единиц массы висмута. В диоксиде титана TiO2 на единицу массы титана может приходиться от 0,65 до 0,67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле TiO1,9-2,0 Такая формула отражает границы состава вещества. Пределы, в которых может изменяться их состав, установлены для многих соединений. При изменении изотопного состава элемента меняется и массовый состав соединения. Например, обычная вода содержит 11% (масс.) водорода, а тяжелая - почти в два раза больше, 20%.

Закон кратных отношений

Дж. Дальтон, 1808 г.

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа

Так, углерод образует с кислородом два соединения. Одно из них - оксид углерода - содержит 42,88% (масс.) углерода и 57,12% (масс.) кислорода. Второе соединение - диоксид углерода - содержит 27,29% (масс.) углерода и 72,71% (масс.) кислорода. Подсчитаем массу кислорода, соединяющуюся с одним и тем же количеством углерода при образовании оксидов. Для этого разделим друг на друга величины, выражающие содержание кислорода и углерода в том и другом оксидах. Получим, что на одну единицу массы углерода в диоксиде углерода приходится ровно в 2 раза больше кислорода, чем в оксиде углерода (II).

Соединение Содержание, % (масс.) Число единиц массы кислорода, приходящихся на одну единицу массы углерода
углерода кислорода
Оксид углерода (II) 42,88 57,12 1,33
Диоксид углерода 27,29 72,71 2,66

Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является всеобщим и, строго говоря, также не справедлив для веществ в твердом состоянии. Например, титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются TiO1,46-1,56 и TiO1,9-2,0. Ясно, что в этом случае закон кратных отношений не соблюдается.

Закон объемных отношений

Ж. Гей-Люссак, 1805 г.

При одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа

Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара. Эти числа совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. На этом законе основаны методы газового анализа, применяемого в промышленности.

Закон Авогадро

А. Авогадро, 1811 г.

В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул

Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов например, таких, как водород, хлор, кислород, азот. Закон применим и для заряженных частиц в газовой фазе (электронов, ионов), если их концентрация невелика, а воздействием магнитных и электрических полей можно пренебречь.

Следствия из закона Авогадро

  1. 1 моль любого идеального газа при одинаковых условиях (температуре и давлении) занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (н.у.):
    • t = 0C (T = 273K)
    • p = 101325 Па = 101,325 кПа = 1 атм = 760 мм.рт.ст.
    • молярный объем любого идеального газа равен 22,4 л/моль (22,4·10-2 м3).
  2. Плотности идеальных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) прямо пропорциональны их молярным массам:
    т. к. из закона Авогадро следует, что при одинаковых условиях (p и t) для любых идеальных газов отношение ν/V = const. Для газов вводят понятие относительной плотности одного газа по другому. DA(X) - относительная плотность газа X по газу А:

Закон парциальных давлений

Дж. Дальтон, 1801, 1803 г.

Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь

Все рассмотренные газовые законы - закон Дальтона, закон простых объемных отношений Гей-Люссака и закон Авогадро, - приближенные законы. Они строго соблюдаются при очень малых давлениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно больше их собственных размеров, и взаимодействие молекул друг с другом практически отсутствует. При обычных невысоких давлениях они соблюдаются приближенно, а при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от этих законов. Понижение температуры также увеличивает отклонения.

Закон эквивалентов

В. Рихтер, 1793 г.

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам

При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов:

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов)

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ И ПОНЯТИЯ

Яндекс.Метрика Copyright _copy 2014. SARybin.
Подписаться на обновление.