Суть закона сохранения массы вещества. Закон сохранения массы веществ. Химические уравнения

Из данного урока вы узнаете, в чем заключается сущность химической реакции с позиции атомно-молекулярной теории. Урок посвящен изучению одного из важнейших законов химии - закона сохранения массы веществ.

Тема: Первоначальные химические представления

Урок: Сущность химической реакции. Закон сохранения массы веществ

Вопрос о сущности химического превращения долгое время оставался загадкой для естествоиспытателей. Только с развитием атомно-молекулярной теории стало возможным предположить, как на уровне атомов и молекул происходят химические реакции.

В соответствие с атомно-молекулярной теорией, вещества состоят из молекул, а молекулы – из атомов. В ходе химической реакции атомы, входящие в состав исходных веществ, не исчезают и не появляются новые атомы.

Тогда, мы можем предположить, что в результате химической реакции продукты реакции образуются из атомов, которые ранее входили в состав исходных веществ. Вот модель химической реакции:

Рис. 1. Модель химической реакции с позиции АМТ

Проанализировав данную модель, мы можем выдвинуть гипотезу (научно обоснованное предположение):

Суммарная масса продуктов реакции должна быть равна суммарной массе исходных веществ.

Еще Леонардо да Винчи сказал: «Знания, не проверенные опытом, матерью всякой достоверности, бесплодны и полны ошибок». Значит, гипотеза никогда не станет законом, если ее не подтвердить экспериментально.

Экспериментальный метод в химии начал широко использоваться после исследований Р. Бойля в 17 в. Английский естествоиспытатель прокаливал металлы в незапаянных сосудах – ретортах и обнаружил, что после прокаливания масса металла становилась больше.

Основываясь на этих опытах, он не учитывал роль воздуха и сделал неправильный вывод, что масса веществ в ходе химических реакций изменяется.

М.В. Ломоносов, в отличие от Р. Бойля, прокаливал металлы не на открытом воздухе, а в запаянных ретортах и взвешивал их до и после прокаливания. Он доказал, что масса веществ до и после реакции остается неизменной и что при прокаливании к металлу присоединяется воздух (кислород в то время не был еще открыт). Но Ломоносов не опубликовал результаты своих исследований.

В 1774 г. опыты Р. Бойля повторил А. Лавуазье с совершенно такими же результатами, как и Ломоносов. Но он сделал новое, очень важное, наблюдение, а именно, что только часть воздуха запаянной реторты соединилась с металлом и что увеличение веса металла, перешедшего в окалину, равно уменьшению веса воздуха в реторте. Вместе с тем часть металла осталась в свободном виде.

Таким образом, независимо друг от друга, М.В. Ломоносов и А. Лавуазье подтвердили справедливость предположения о сохранении массы веществ в результате химической реакции.

Это предположение стало законом лишь после десятилетнего исследования немецкого химика Г. Ландольта в начале 20 века. Сегодня закон сохранения массы веществ формулируется так:

Масса веществ, участвующих в реакции, равна массе продуктов реакции .

Подтвердить правильность закона сохранения массы веществ можно с помощью следующего опыта. В первом сосуде Ландольта подготовим растворы йодида калия и нитрата свинца. Во втором сосуде – пройдет реакция хлорида железа с роданидом калия. Плотно закрываем пробки. Уравновешиваем чашки весов. Сохранится ли равновесие после окончания реакций? В первом сосуде выпадает желтый осадок йодида свинца, во втором образуется темно-красный роданид трехвалентного железа. В сосудах Ландольта произошли химические реакции: образовались новые вещества. Но равновесие не нарушилось (Рис. 2). Масса исходных веществ всегда равна массе продуктов реакции.

Рис. 2. Эксперимент, подтверждающий правильность закона сохранения массы веществ

Приведем пример еще одного опыта, доказывающего правильность закона сохранения массы веществ в химических реакциях. Внутри колбы при закрытой пробке будет гореть свеча. Уравновесим весы. Подожжем свечу и опустим ее в колбу. Плотно закроем колбу пробкой. Горение свечи – это химический процесс. Израсходовав находящийся в колбе кислород, свеча гаснет, химическая реакция завершается. Но равновесие весов не нарушается: масса продуктов реакции остается такой же, какой была масса исходных веществ (Рис. 3).

Рис. 3. Эксперимент с горящей свечой в колбе

Открытие закона сохранения массы веществ имело огромное значение для дальнейшего развития химии. На основании закона сохранения массы веществ производят важнейшие расчеты и составляют уравнения химических реакций.

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.

2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.15-16)

3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§6)

4. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобр. учреждений / Г.Е. Рудзитис, ФюГю Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.

5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().

2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

с. 16 №№ 3,5 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.

Знаменитый английский химик Роберт Бойль при выполнении различных опытов с металлами заметил, что при сильном нагревании металлов на воздухе их масса увеличивается. В итоге ученый предположил, что в результате химической реакции, протекающей при нагревании, масса веществ должна меняться. Роберт Бойль считал, что при нагревании металлы реагируют с некоей «огненной материей», содержащейся в пламени. «Огненную материю» называли флогистоном.

Русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов, изменил постановку эксперимента, и нагревал металлы не на открытом воздухе, а в герметично запаянных стеклянных ретортах. При постановке эксперимента таким способом, масса реторты с металлом до и после нагревания оставалась прежней.

При вскрытии такой реторты оказалось, что металл частично превратился в другое вещество, которое покрывало поверхность металла. Следовательно, металл прореагировал с воздухом, который находился в реторте. М.В. Ломоносов сделал очень важный вывод. Если общая масса реторты до и после прокаливания не изменялась, значит, масса содержащегося в сосуде воздуха уменьшилась на столько же, на сколько увеличилась масса металла (за счет образования нового вещества на его поверхности).

Масса воздуха в реторте действительно уменьшалась, так как при ее вскрытии воздух «врывался» в реторту со свистом.

Таким образом, был сформулирован закон сохранения массы:

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе веществ, полученных в результате реакции

Открытие закона сохранения массы нанесло серьезный удар ошибочной теории флогистона, что способствовало дальнейшему бурному развитию химии. Из закона сохранения массы следует, что вещества не могут возникать из ничего, и превращаться в ничто. Вещества только превращаются друг в друга.

Например, при горении свечи ее масса уменьшается. Можно предположить, что вещество, из которого изготовлена свеча, исчезает бесследно. На самом деле это не так. В данном случае не учтены все вещества, которые участвуют в химической реакции горения свечи.

Свеча горит из-за того, что в воздухе присутствует кислород. Следовательно, вещество, из которого изготовлена свеча – парафин, реагирует с кислородом. При этом образуется углекислый газ и пары воды – это продукты реакции. Если измерить массы продуктов реакции, углекислого газа и паров воды, то их масса будет равна массе парафина и кислорода, которые прореагировали. В данном случае продукты реакции просто нельзя увидеть.

В лаборатории доказать закон сохранения массы можно следующим образом. Необходимо поместить в колбу какое-либо вещество, способное реагировать с кислородом. Колбу герметично закрыть пробкой и взвесить. Далее следует нагреть колбу. При нагревании вещество прореагирует с кислородом, содержащимся в воздухе. Когда колба остынет, снова ее взвесить. Масса колбы останется прежней.

Закон сохранения массы открыт М.В. Ломоносовым в 1748 году. В 1773 году, такие же результаты опытов, независимо от Ломоносова, получил французский химик Антуан Лоран Лавуазье.

Расчеты при помощи закона сохранения массы

Пользуясь законом сохранения массы, можно вычислить массу или одного из вступивших в реакцию веществ, или одного из полученных веществ, если известны массы всех остальных веществ.

При сгорании железа в кислороде, образуется так называемая железная окалина. Какова масса железной окалины, если в реакцию вступило 5,6 г железа и 3,2 г кислорода?

Из закона сохранения массы следует, что суммарная масса железа и кислорода (реагентов) равна массе железной окалины (продукта). Следовательно, масса железной окалины равна 5,6 г + 3,2 г = 8,8 г.

Рассмотрим другой пример. При пропускании электрического тока через воду, вода разлагается на простые вещества – водород и кислород. Какова масса кислорода, если из 12 г воды получено 1,3 г водорода?

Для наглядности составим схему протекающего процесса, массу кислорода обозначим как X грамм:

• Закон сохранения массы вещества открыт русским ученым М.В. Ломоносовым
• Формулировка закона сохранения массы : масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе веществ полученных в результате реакции
  

ХИМИЯ

Методические указания к практическим занятиям

и для самостоятельной подготовки студентов всех

специальностей дневной и заочной форм обучения

Строение атома и химическая связь

учебно-методическим управлением

ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет»

Одобрено кафедрой «Технологии металлов» « » мая 2011 г., протокол №

Составители: канд. хим. наук, доцент И. М. Лужанская

канд. биол. наук, ст. преподаватель И. А. Лисовая

Рецензент ст. преподаватель В.Ф. Пацей

В методических указаниях рассмотрены современные представления о строении атома, структура периодической системы элементов, дается объяснение свойств химических элементов в зависимости от их положения в периодической системе. Представлены основные виды химической связи и механизмы их образования. Даны примеры составления электронных конфигураций атомов и схемы образования химических соединенийэ.

Ответственный за выпуск Д. И. Якубович

Технический редактор А. Т. Червинская

Компьютерная верстка Н. П. Полевничая

Подписано в печать. Формат 60x84/16. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс.

Печать трафаретная. Усл.- печ. л. . Уч.-изд. л. . Тираж 180 экз. Заказ №

Издатель и полиграфическое исполнение

Государственное учреждение высшего профессионального образования

«Белорусско-Российский университет»

ЛИ № 02330/375 от 29.06.2004 г.

212000, г. Могилев, пр. Мира, 43

© ГУ ВПО «Белорусско-Российский

университет», 2011

1 Основные понятия химии

Химия - одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются.

Вещество - вид материи, которая обладает массой покоя. Состоит из элементарных частиц: электронов, протонов, нейтронов, мезонов и др. Химия изучает главным образом вещество, организованное в атомы, молекулы, ионы и радикалы. Такие вещества принято подразделять на простые и сложные (химические соединения).

1.1 Простые и сложные вещества. Аллотропия

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента и поэтому являются формой его существования в свободном состоянии, например, сера, железо, озон, алмаз, азот.

Сложные вещества образованы разными элементами и могут иметь состав постоянный (стехиометрические соединения или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения или бертоллиды).

Химический элемент - множество атомов с одинаковым зарядом ядра, числом протонов, совпадающим с порядковым номером в Периодической системе элементов Менделеева. Каждый химический элемент имеет свое название и символ.

Атом - наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Понятие простое вещество нельзя отождествлять с понятием химический элемент . Свойства химического элемента относятся к его отдельным атомам. Свойства простого вещества: плотность, растворимость, температуры плавления и кипения относятся к совокупности атомов. Один и тот же химический элемент может существовать в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией , а образующие вещества - аллотропными модификациями или аллотропными формами.

Химический элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород и озон, элемент углерод образует четыре аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле (например, кислород О 2 и озон О 3 ) либо образованием различных кристаллических форм (например, углерод образует аллотропные модификации, такие как алмаз, графит, карбин, фуллерен).

В структуре алмаза каждый атом углерода расположен в центре тетраэдра, вершинами которого служат четыре ближайших атома.

В кристаллической структуре графита атомы углерода формируют шестиугольные кольца, образующие, в свою очередь, прочную и стабильную сетку, похожую на пчелиные соты. Сетки располагаются друг над другом слоями, которые слабо связаны между собой.

В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки либо тройными и одинарными связями, либо двойными связями.

В фуллерене плоская сетка шестиугольников свернута и сшита в замкнутую сферу. Атомы углерода, образующие сферу, связаны между собой сильной связью.

Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из химических элементов. Так, водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов водорода и кислорода.

Вещества подразделяются на вещества молекулярного и немолекулярного строения.

Вещества молекулярного строения – это вещества, основной структурной единицей которых является молекула.

Вещества немолекулярного строения – это вещества, основными структурными единицами которых являются атомы или ионы.

Для отображения качественного и количественного состава вещества используется формульная единица.

Формульная единица (ФЕ ) – реальная или условная частица, обозначаемая химической формулой.

Химическая формула – условная запись состава вещества при помощи химических символов и индексов.

Формульной единицей вещества молекулярного строения является молекула.

Молекула – электронейтральная частица вещества, представляющая собой замкнутую совокупность конечного числа атомов, связанных между собой силами ковалентной связи и образующих определенную структуру.

Формульной единицей простого вещества немолекулярного строения является атом. Например, формульная единица кремния атом Si.

Формульной единицей сложного вещества немолекулярного строения является «условная молекула». Например, формульной единицей оксида кремния является условная частица, состоящая из одного атома кремния (Si) и двух атомов кислорода (О). Она является условной потому, что в кристалле оксида кремния(IV) нет отдельных молекул SiO 2 , он состоит из множества атомов кремния и кислорода. Но весь кристалл можно условно разделить на группы, в каждой из которых будет один атом Si и два атома О. Таким образом, формульная единица оксида кремния (IV) –условная, реально не существующая частица – SiO 2 .

Если вещество немолекулярного строения образует ионную кристаллическую решетку, например хлорид натрия. Его формульной единицей будет условная частица, состоящая из одного иона Na + и одного иона Cl - . Она является условной потому, что в кристалле хлорида натрия нет молекул NaCl, так как он состоит из ионов. Но весь этот кристалл можно разделить на группы ионов, в каждой из которых будет один ион Na + и один ион Cl - . Следовательно, формульной единицей хлорида натрия является условная частица, состоящая из двух ионов – NaCl.

1.2 Относительная атомная масса

Современные методы исследования позволяют определить чрезвычайно малые массы атомов с большой точностью. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 × 10 -27 кг, углерода – 1,993 × 10 -26 кг.

В химии традиционно используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. Относительными они называются потому, что вычисляются по отношению к массе эталона. В настоящее время в качестве эталона выбрана 1/12 часть абсолютной массы атома изотопа углерода 12 С - атомная единица массы (сокращенно а.е.м.).

а.е.м. = m a (12 C)/12 = 19.9272 · 10 -27 кг/12 = 1,66· 10 -27 кг = 1,66 ·10 -24 г

Относительная атомная масса – безразмерная величина, равная отношению абсолютной массы данного атома к 1/12 части массы изотопа углерода 12 С.

Химические элементы в природе представляют собой смесь изотопов с различной массовой долей. Исходя из этого, под абсолютной массой атома химического элемента подразумевается средняя величина.

Средняя абсолютная масса атома элемента – масса атома элемента, выраженная в кг, вычисленная с учетом его изотопного состава.

Относительная атомная масса элемента (или просто атомная масса) – безразмерная величина, равная отношению средней абсолютной массы атома элемента к 1/12 части массы изотопа 12 С.

Атомные массы элементов обозначают А r , где индекс r – начальная буква английского слова relative – относительный. Записи A r (H), A r (O), A r (C) – это относительная атомная масса водорода, относительная атомная масса кислорода, относительная атомная масса углерода соответственно.

1.3 Относительная молекулярная масса

Относительной молекулярной массой вещества (Мr) называется величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 12 С .

Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома 12 С . Так, молекулярная масса кислорода M r (O 2 ) равна 32. Это означает, что масса молекулы кислорода в 32раза больше, чем 1/12 массы атома 12 C.

К сложным веществам немолекулярного строения нельзя применить понятие «относительная молекулярная масса». Поскольку структурными единицами таких веществ являются не молекулы, а условные формульные единицы, к ним применим термин «относительная формульная масса»(Мfr).

Относительная формульная масса – величина, равная отношению массы одной формульной единицы вещества к 1/12 части массы изотопа 12 С.

1.4 Моль. Молярная масса

В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы, атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими числами, для характеристики количества вещества, участвующего в химической реакции, используется специальная единица – моль.

Моль – количество вещества, содержащее в своем составе столько атомов, молекул, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12 С .

Число атомов в 0,012 кг углерода, или в 1 моль называется числом Авогадро (N A) и составляет 6,02 · 10 23 .

Исходя из этого, можно сказать, что моль – это количество вещества, которое содержит 6,02 × 10 23 структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.)

Применяя понятие моль, необходимо в каждом конкретном случае точно указать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, моль атомов Н, моль молекулы H 2 , моль ионов H + .

Масса одного моля вещества называется молярной массой вещества (M) .

Масса вещества (m) численно равна произведению его количества (n) на молярную массу:

Поскольку в одном моле любого вещества содержится одинаковое количество структурных единиц, то молярная масса вещества пропорциональна массе соответствующей структурной единицы, т. е. относительной молекулярной массе (М r):

К = 1, т. к. для углерода М r = 12 а.е.м., а молярная масса равна 12 (по определению понятия моля), следовательно, численные значения

М (г/моль) = М r .

Отсюда следует, что молярная масса вещества, выраженная в граммах, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная масса.

1.5 Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалента

Эквивалент(Э) – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна (то есть равноценна) одному атому или иону водорода в обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Частица вещества, называемая эквивалентом, может быть равна или в целое число раз меньше формульной единицы, соответствующей данному веществу.

И так же, как состав молекул, атомов или ионов, состав эквивалента выражается с помощью химических знаков и формул.

Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Приведены несколько примеров определения формулы эквивалента.

В обменной реакции

KOH + HCl = KCl + H 2 O; (1)

K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O;

H + + OH – = H 2 O

с одним ионом водорода реагирует один ион гидроксила.

Согласно определению эквивалента, Э(ОН –) = ОН – , а эквивалент гидроксида калия будет соответственно равен формульной единице КОН :

Э(КОН) = КОН.

В обменной реакции

Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O (2)

Ca 2+ + 2OH – + 2H + + 2Cl – = Ca 2+ + 2Cl – = 2H 2 O

один ион водорода эквивалентен 1/2 иона , одному иону OH – и одному иону Cl – .

Следовательно, Э(Cl –) = Cl – ; Э(Са 2+) = 1/2Са 2+ ; Э(ОН –) = ОН – .

Вместе с тем, согласно молекулярному уравнению, с одной молекулой гидроксида кальция взаимодействует две молекулы соляной кислоты, то есть два иона водорода. Следовательно, один ион водорода потребуется на взаимодействие с 1/2 Са(ОН) 2 . Тогда по определению эквивалентом гидроксида кальция является частица, равная формульной единицы, то есть ½ Са(ОН) 2 . .

В реакции восстановления катиона цинка

Zn 2+ + 2e = Zn 0 (3)

с одним ионом цинка взаимодействуют два электрона, следовательно, одному электрону эквивалентна 1/2 иона Zn 2+ и Э(Zn 2+) = 1/2Zn 2+ .

В реакции

Fe 3+ + e = Fe 2+ (4)

ион Fe 3+ реагирует с одним электроном, и, соответственно,

В реакции

Fe 3+ + 3e = Fe 0 (5)

ион Fe присоединяет три электрона, следовательно, Э(Fe 3+) = 1/3Fe 3+ .

Число, показывающее, какая часть формульной единицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (f э).

По реакции (1): f э (OH ) = 1; f э (КOH) = 1.

По реакции (2) : f э (OH ) = 1; f э((Cа 2+) = 1/2; f э (Cа(ОН) 2) = 1/2.

По реакции (3) f э (Zn 2+) = 1/2.

По реакции (4) f э (Fe ) = 1.

По реакции (5) f э (Fe ) = 1/3.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как коэффициент перед формулой частицы:

f э (формульная единица вещества) = эквивалент.

Следует учитывать,что эквивалент одного и того же вещества меняется в зависимости от того, в какую реакцию он вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит.

Фактор эквивалентности химического элемента .

где B – валентность элемента в данном соединении.

Например, в H 2 S – f э (S) = 1/2, Э(S) = 1/2; в NH - f э (N) = 1/3,

Э(N) = 1/3N; в AlCl - f э (Al) = 1/3, Э(Al) = 1/3Al, f э (Cl) = 1, Э(Cl) = Cl.

Фактор эквивалентности кислоты зависит от ее основности, которая определяется числом ионов водорода, замещающихся в реакции на атомы металла (n(H +)):

Если кислота многоосновная, то f э может принимать различные значения. Например, в реакции

H 2 SO 4 + KOH = KHSO 4 + H 2 O (6)

Серная кислота обменивает на металл один атом водорода, f э (Н 2 SO 4) = 1, Э(H 2 SO 4) = H 2 SO 4 .

В реакции

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 +2H 2 O (7)

серная кислота обменивает на металл два атома водорода, т. е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтому f э (H 2 SO 4) = 1/2, Э(H 2 SO 4) = 1/2 H 2 SO 4 .

Фактор эквивалентности основания зависит от кислотности основания, которая определяется числом гидроксильных групп, обменивающихся в реакции на кислотный остаток (n(OH -):

Для многокислотных оснований f э – величина переменная и зависит от условий проведения реакции. Например, в реакции

Al(OH) 3 + 2HCl = Al(OH) 2 Cl + 2H 2 O (8)

гидроксид алюминия обменивает одну гидроксильную группу на кислотный остаток, поэтому f э (Al(OH) 3) = 1, Э(Al(OH) 3) = Al(OH) 3 .

В реакции

Al(OH) 3 + 2HCl = Al(OH)Cl 2 + 2H 2 O (9)

гидроксид алюминия обменивает две гидроксильные группы на кислотный остаток, поэтому fэ(Al(OH) 3) = 1/2, Э(Al(OH) 3) = 1/2Al(OH) 3.

В реакции

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O (10)

гидроксид алюминия обменивает три гидроксильные группы на кислотный остаток, поэтому f э (Al(OH) 3) = 1/3, Э(Al(OH) 3) = 1/3Al(OH) 3 .

Фактор эквивалентности средней соли определяется формулой

где В – валентность метала,

n – число атомов металла.

Например, f э (Na 2 SO 4) = 1/(1·2) = 1/2; f э (Fe 2 SO 4) 3) = 1/(2·3) =1/6.

Фактор эквивалентности кислых и основных солей определяется исходя из уравнения реакции с учетом того, что вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах.

B реакции

NaHSO 4 +NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O (11)

одна молекула гидросульфата натрия взаимодействует с одним эквивалентом NaOH, следовательно, f э (NaHSO 4) = 1, Э(NaHSO 4) = NaHSO 4 .

В реакции

NaHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + NaCl + HCl(12)

одна молекула гидросульфата натрия взаимодействует с двумя эквивалентами хлорида бария, т.к. f э (ВаCl 2) = 1/2 и Э(BaCl 2) = 1/2BaCl 2 , следовательно, fэ(NaHSO 4 ) также равен 1/2 и Э(NaHSO 4) = 1/2NaHSO 4.

В реакции

Al(OH)Cl 2 + HCl = AlCl 3 + H 2 O (13)

одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с одним эквивалентом HCl, поэтому fэ(Al(OH)Cl 2) = 1, Э(Al(OH)Cl 2) = Al(OH)Cl 2 .

В реакции

Al(OH)Cl 2 + 2NaOH= Al(OH) 3 + 2NaCl (14)

одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с двумя эквивалентами NaОН (f э (NaOH) = 1), следовательно, f э (AlOHCl 2) = 1/2, Э(AlOHCl 2) = 1/2 AlOHCl 2 .

В реакции

Al(OH)Cl 2 + Na 3 PO 4 = AlPO 4 + 2NaCl= Na(OH) (15)

одна молекула дихлорида гидроксоалюминия взаимодействует с тремя эквивалентами Na 3 PO 4 (fэ(Na 3 PO 4) = 1/3), поэтому fэ(AlOHCl 2) = 1/3, Э(AlOHCl 2) = 1/3AlOHCl 2 .

Фактор эквивалентности оксидов, проявляющих основные свойства , определяется по формуле

где В – валентность металла,

n – число атомов металла в оксиде.

Например: CaO f э (СaO) = 1/2, Э(CaO) = 1/2 CaO;

Na 2 O f э (Na 2 O) = 1/2, Э(Na 2 O) = 1/2Na 2 O;

Al 2 O 3 f э (Al 2 O 3) = 1/6, Э(Al 2 O 3) = 1/6 Al 2 O 3.

Фактор эквивалентности оксидов , проявляющих кислотные свойства , определяется исходя из уравнения реакции.

В реакции

SO 3 + 2NaOH= Na 2 SO 4 + H 2 O(16) одна молекула оксида серы (VI) взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида натрия (f э (NaOH) = 1) , cледовательно, f э (SO 3) = 1/2, Э(SO 3) = 1/2SO 3 .

В реакции

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (17)

одна молекула оксида алюминия взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида натрия, поэтому f э (Al 2 O 3) равен 1/2, Э(Al 2 O 3) = 1/2 Al 2 O 3 .

Таким образом, на основании всех вышеприведенных примеров можно сделать вывод, что фактор эквивалентности любого вещества равен единице, деленной на число образующихся либо перестраивающихся связей.

Для эквивалента справедливы все понятия, характеризующие структурные единицы вещества, в том числе количество вещества и молярная масса вещества.

Количество вещества эквивалентов измеряется в молях.

Моль эквивалентов – это количество вещества, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или 1/2 моля атомов кислорода или замещает те же количества водорода в их соединениях. Например, в соединениях HCl,H 2 S, NH 3 , CH 4 моль эквивалентов хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль Cl, 1/2 моля S, 1/3 моля N, 1/4 моля углерода.

Молярная масса эквивалента (М э) – это масса одного моля эквивалентов.

Для нахождения молярной массы эквивалентов химического элемента нужно молярную массу данного элемента умножить на фактор эквивалентности:

Например, в соединениях:

HCl M э (Cl) = f э (Cl) · M(Cl) = 1· 35.5 г/моль;

NH 3 M э (N) = f э (N) · M(N) = 1/3· 14 = 4.67 г/моль;

H 2 S М э (S) = f э S) · Ms = 1/2 · 32 = 16 г/моль;

CH 4 М э (C) = fэ · Mc = 1/4 · 12 = 3 г/моль.

Для кислот, оснований, средних солей и оксидов, проявляющих основные свойства, молярная масса эквивалентов может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов, составляющих данное соединение ионов или элементов, если речь идет об оксидах.

Например, в реакции (6) Мэ(H 2 SO 4) равна:

М э (Н +) + М э (HSO 4 –) = f э (H +)· M(H +) + f э (HSO 4 –) · M(HSO 4 –) = 98 г/моль.

В реакции (7) Мэ(H 2 SO 4) равна:

М э (Н +) + М э (SO 4 2–) = f э (H +) · M(H +) + f э (SO 4 2–) · M(SO 4 2–) = 49 г/моль

В реакции (8) М э (Al(OH) 3 ) равна:

М э (Al(OH) 2 +) + M э (OH –) = f э (Al(OH) 2 +) · M(Al(OH) 2 +) + f э (OH –) · M э (OH –) = 78 г/моль

В реакции (9) М э (Al(OH) 3) равна:

М э (AlOH 2+) + M э (OH –) = f э (Al(OH) 2+) · M(AlOH 2+) + f э (OH –) · M э (OH –) = 39г/моль

В реакции (10) М э (Al(OH) 3)равна:

М э (Al 3+) + M э (OH –) = f э (Al 3+) · M(Al) + f э (OH –) · M(OH –) = 26 г/моль

М э (Al 2 (SO 4) 3) = f э (Al 3+) · M(Al) +f э (SO 4 2-) · M(SO 4 2-) = 57 г/моль

Основные законы химии

Раздел химии, рассматривающий массовые и объемные отношения между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. К рассмотрению предложены некоторые из них.

Закон сохранения массы вещества

Закон сохранения массы вещества был сформулирован великим русским ученым Михаилом Васильевичем Ломоносовым в 1748 г. и подтвержден экспериментально им самим в 1756 г. и независимо от него французским химиком А. Л. Лавуазье в 1789 г.

В настоящее время он формулируется так: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что в химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего, их число остается неизменным до и после реакции. Поэтому атомы имеют постоянную массу и их число в результате реакции не изменяется, а происходит только перегруппировка атомов, то масса веществ до и после реакции остается постоянной.

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. Энергия - это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не производится и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в другую.

Одной из форм энергии является так называемая энергия покоя, которая связана с массой уравнением Эйнштейна:

Е = m · C 2

где E - энергия тела,

m -масса тела,

c - скорость света в вакууме, равная 299 792 458 м/с.

Это соотношение выражает эквивалентность массы и энергии. Эквивалентность массы и энергии - физическая концепция, согласно которой масса тела является мерой энергии, заключённой в нём. Самое важное состоит в том, что формула Эйнштейна раскрывает возможность взаимных превращений энергии и массы или, иначе говоря, возможность превращений энергии покоя в другие виды энергии. Следовательно, масса и энергия сохраняются не по отдельности, а вместе, что дает основание говорить об объединенном законе сохранения массы и энергии.

В химических реакциях изменением массы, вызванным выделением или поглощением энергии, можно пренебречь. Типичный тепловой эффект химической реакции по порядку величины равен 100 кДж/моль. При этом изменение массы

Таким образом, совершенно правомерно использование закона сохранения массы вещества при составлении химических уравнений и при проведении стехиометрических расчетов.

Закон постоянства состава

Согласно закону постоянства состава каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Этот закон появился в результате длительного (1801 1808) спора французских химиков Ж.Пруста, считавшего, что отношения между элементами, образующими соединения, должны быть постоянными, и К.Бертолле, который считал, что состав химических соединений является переменным. В результате тщательной экспериментальной проверки восторжествовала точка зрения Пруста, считавшего состав соединений постоянным. Закон постоянства состава сыграл важную роль в развитии химии и до сих пор сохранил свое значение, однако выяснилось, что не все соединения имеют постоянный состав. В 1912–1913 гг Н. С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава, которые он предложил назвать бертоллидами.

Согласно современным представлениям, постоянство состава свойственно лишь соединениям с молекулярной структурой.

Таким образом, постоянный и неизменный химический состав наблюдается только для молекул (например, NH 3 , H 2 O, SO 2 и т. п.), а также кристаллов с молекулярной структурой, составляющих от 3 до 5 % от общего числа неорганических твердых тел. Хорошо известными примерами являются твердый йод, кислород, азот, диоксид углерода, благородные газы в твердом состоянии.

В настоящее время установлено, что к соединениям переменного состава относятся не только металлические соединения (металлиды), но и многочисленные оксиды, сульфиды, селениды, теллуриды, нитриды, фосфиды, карбиды, силициды.

Природа отклонений от стехиометрии в соединениях переменного состава состоит в том, что при любых температурах, отличных от абсолютного нуля, в реальном кристалле существуют дефекты структуры. При повышении температуры концентрация этих дефектов возрастает, что приводит к увеличению энтропии (неупорядоченности) системы. Абсолютно упорядоченной структурой обладает так называемый идеальный кристалл, в котором каждый атом занимает предназначенный ему узел в подрешетке. При этом все узлы заняты, а междоузлия вакантны. Такая идеализированная структура обладает полным порядком (энтропия равна нулю) и может быть реализована только при температуре абсолютного нуля. При повышении температуры нарушения идеальной структуры возможны за счет возникновения незанятых узлов в кристаллической решетке, появления атомов в междоузлиях или существования в узлах решетки чужеродных атомов. Возникновение таких дефектов в реальных кристаллах приводит к нестехиометрии. Хорошо изученным соединением переменного состава является сульфид железа FeS. Для природных кристаллов сульфида железа наблюдается недостаток от 10 до 20 % атомов железа против формульного состава.Для оксида титана (II) нарушение стехиометрического состава наблюдается относительно обоих сортов атомов. В TiO в зависимости от условий получения (температура, давление кислорода) атомная доля кислорода может меняться от 0,58 до 1,33. Это значит, что все составы оксида титана (II) от 0,58 до 1,00 будут характеризоваться недостатком атомов кислорода (соответственно избытком атомов титана) против стехиометрии. А составы от 1,00 до 1,33 будут иметь избыток атомов кислорода (или недостаток атомов титана) по сравнению со стехиометрическим составом.

Закон постоянства состава был в свое время сформулирован применительно к молекулам, а потому справедлив для молекулярной формы существования вещества. В настоящее время этот закон формулируется с учетом существования молекулярной и немолекулярной структуры вещества.

Состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа его получения. В отсутствие молекулярной структуры в данном агрегатном состоянии состав вещества зависит от условий его получения и предыдущей обработки.

Например, аммиак независимо от способов получения (прямой синтез из элементов, разложение аммонийных солей, действие кислот на нитриды активных металлов и т. п.) имеет постоянный состав молекулы: на один атом азота приходится три атома водорода. А для оксида титана (II) состав соединения зависит от условий получения температуры и давления пара кислорода.

2.3 Закон Авогадро

Изучение свойств газов позволило итальянскому физику А. Авогадро в 1811г. высказать гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными, и стала называться законом Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: моль любого газа при нормальных условиях (0 С (273 К) и давлении 101,3 кПа) занимает объем, равный 22,4 л. В этом объеме содержится 6,02× 10 23 молекул газа (число Авогадро).

Из закона Авогадро также следует, что массы равных объемов различных газов при одинаковых температуре и давлении относятся друг к другу как молярные массы этих газов:

где m 1 и m 2 – массы,

М 1 и М 2 – молекулярные массы первого и второго газов.

Поскольку масса вещества определяется по формуле

где ρ– плотность г аза,

V – объем газа,

то плотности различных газов при одинаковых условиях пропорциональны их молярным массам. На этом следствии из закона Авогадро основан простейший метод определения молярной массы веществ, находящихся в газообразном состоянии.

.

Из этого уравнения можно определить молярную массу газа:

.

Закон объемных отношений

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакций, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа, равные их стехиометрическим коэффициентам .

Например, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуются два объема водяного пара. Закон справедлив в том случае, когда измерения объемов проведены при одном и том же давлении и одной и той же температуре.

Закон эквивалентов

Введение в химию понятий «эквивалент» и «молярная масса эквивалентов» позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов .

Следует остановиться на понятии объема моля эквивалентов газа. Как следует из закона Авогадро, моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число моль эквивалентов в одном моле. Так как один моль водорода содержит 2 моля эквивалентов водорода, то 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем:

Решение типовых задач

Похожая информация.

В 1748 г. М. В. Ломоносов (Россия) и в 1789 г. А. Лавуазье (Франция) независимо друг от друга открыли закон сохранения массы веществ в химических реакциях. Этот закон формулируется так:

Масса всех веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О

По закону сохранения массы:

m (СН 4) + m (О 2) = m (СО 2) + m (Н 2 О),

где m (СН 4) и m (О 2) - массы метана и кислорода, которые вступили в реакцию; m (СО 2) и m (Н 2 О) - массы углекислого газа и воды, образовавшиеся в результате реакции.

Сохранение массы веществ в химических реакциях объясняется тем, что число атомов каждого элемента до и после реакции не изменяется. В ходе химической реакции происходит только перегруппировка атомов. В реакции, например, в исходных веществ - СН 4 и О 2 - атом углерода соединяется с атомами водорода, а атомы кислорода- друг с другом; в молекулах продуктов реакции - СО 2 и Н 2 О - и атом углерода, и атомы водорода соединяются с атомами кислорода. Легко посчитать, что для сохранения числа атомов каждого элемента в данную реакцию должны вступать 1 молекула СН 4 и 2 молекулы О 2 , а в результате реакции должны образоваться 1 молекула СО 2 и 2 молекулы Н 2 О:

СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О

Данное выражение является уравнением химической реакции, или химическим уравнением .

Числа перед формулами веществ в уравнении реакции называются коэффициентами . В уравнении коэффициенты перед формулами О 2 и Н 2 О равны 2; коэффициенты перед формулами СН 4 и СО 2 равны 1 (их обычно не записывают).

Химическое уравнение - это выражение химической реакции, в котором записаны формулы исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.

Если известна схема реакции, то для составления химического уравнения нужно найти коэффициенты.

Составим, например, уравнение реакции, которая выражается следующей схемой:

Al + НСl = AlCl 3 + H 2

В левой части схемы атомы и входят в состав молекулы HCl в соотношении 1: 1; в правой части схемы содержатся 3 атома хлора в составе молекулы AlC1 3 и 2 атома водорода в составе молекулы Н 2 . Наименьшее общее кратное чисел 3 и 2 равно 6.

Напишем коэффициент «6» перед формулой HCl, коэффициент «2» - перед формулой AlC1 3 и коэффициент «3» - перед формулой Н;

Аl+ 6HCl = 2AlCl 3 + 3Н 2

Так как теперь в правой части содержится 2 атома , напишем коэффициент «2» перед формулой Al в левой части схемы:

2Al + 6НС1 = 2AlC1 3 + 3H 2

В результате мы получили уравнение данной реакции. Коэффициенты в химическом уравнении показывают не только число молекул, но и число молей исходных веществ и продуктов реакции. Например, это уравнение показывает, что в реакцию вступают 2 моля алюминия Аl и 6 молей , а в результате реакции образуются 2 моля хлорида алюминия AlC1 3 и 3 моля водорода Н 2).

Химия - это наука о веществах, их устройстве, свойствах и их преобразовании, получающемся в итоге химических реакций, в фундаменте которых заложены химические законы. Вся общая химия держится на 4-х основных законах, многие из которых открыли русские ученые. Но в данной статье речь пойдет о законе сохранения массы веществ, который входит в основные законы химии.

Закон сохранения массы вещества рассмотрим подробно. В статье будет описана история открытия закона, его сущность и составляющие.

Закон сохранения массы вещества (химия): формулировка

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате нее.

Но вернёмся к истории. Ещё более 20 веков назад древнегреческий философ Демокрит предположил, что вся материя представляет собой незримые частицы. И лишь в XVII веке химик английского происхождения выдвинул теорию: вся материя построена из мельчайших частиц вещества. Бойль проводил опыты с металлом, нагревая его на огне. Он взвешивал сосуды до нагревания и после и заметил, что вес увеличивался. Сожжение же древесины давало противоположный эффект - зола весила меньше древесины.

Новая история

Закон сохранения массы веществ (химия) предоставлен учёному объединению в 1748 г. М.В. Ломоносовым, а в 1756 г. засвидетельствован экспериментным путём. Русский учёный привёл доказательства. Если нагревать герметично закрытые капсулы с оловом и взвешивать капсулы до нагревания, а потом после, то будет очевиден закон сохранения массы вещества (химия). Формулировка, высказанная учёным Ломоносовым, очень похожа на современную. Русский естествоиспытатель внёс неоспоримый вклад в развитие атомно-молекулярного учения. Он объединял закон сохранения массы веществ (химия) с законом сохранения энергии. Нынешнее учение подтвердило эти убеждения. И только через тридцать лет, в 1789 году, естествоиспытатель Лавуазье из Франции подтвердил теорию Ломоносова. Но это было только предположение. Законом оно стало в ХХ веке (начало), спустя 10 лет исследований немецким учёным Г. Ландольтом.

Примеры опытов

Рассмотрим опыты, которые могут подтвердить закон сохранения массы веществ (химия). Примеры:

1. В сосуд помещаем красный фосфор, прикрываем плотно пробкой и взвешиваем. Нагреваем на медленном огне. Образование белого дыма (оксид фосфора) говорит о том, что произошла химическая реакция. Взвешиваем повторно и убеждаемся, что вес сосуда с полученным веществом не изменился. Уравнение реакции: 4Р+3О2 =2Р2О3.
2. Берём два сосуда Ландольта. В один из них аккуратно, чтобы не смешать, заливаем реагенты нитрата свинца и йодида калия. В другой сосуд помещаем и хлорид железа. Сосуды плотно закрываем. Чашки весов должны быть уравновешены. Смешиваем содержимое каждого сосуда. В одном образуется жёлтый осадок - это йодид свинца, в другом получается роданид железа тёмно-красного цвета. При образовании новых веществ весы сохранили равновесие.
3. Зажжём свечку и поставим её в ёмкость. Герметически закрываем эту ёмкость. Приводим весы в равновесие. Когда в ёмкости закончится воздух, свечка погаснет, реакции закончится. Весы будут уравновешены, поэтому вес реагентов и вес образовавшихся веществ одинаковы.
4. Проведём ещё один опыт и рассмотрим на примере закон сохранения массы веществ (химия). Формула хлористого кальция - CaCl2, а сульфатной кислоты - H2SO4. При взаимодействии этих веществ образуется белый осадок - сульфат кальция (CaSO4), и соляная кислота (HCl). Для опыта нам потребуются весы и сосуд Ландольта. Очень аккуратно наливаем в сосуд хлористый кальций и сульфатную кислоту, не перемешивая их, плотно закрываем пробкой. Взвешиваем на весах. Затем смешиваем реагенты и наблюдаем, что выпадает белый осадок (сульфат кальция). Это показывает, что произошла химическая реакция. Опять взвешиваем сосуд. Вес остался прежним. Уравнение этой реакции будет выглядеть так: CaCl2 + H2SO4 =CaSO4 + 2HCl.

Основное

Главная цель химической реакции в том, чтобы разрушить молекулы в одних субстанциях и образовать впоследствии новые молекулы вещества. В этом случае количество атомов каждого вещества до взаимодействия и после остаётся неизменным. Когда образуются новые вещества, выделяется энергия, а когда они распадаются с её поглощением, то присутствует энергетический эффект, проявляющийся в виде поглощения или выделения теплоты. Во время химической реакции молекулы исходных веществ - реагенты, распадаются на атомы, из которых затем получаются продукты химической реакции. Сами же атомы остаются без изменений.

Реакция может длиться веками, а может происходить стремительно. При изготовлении химической продукции нужно знать скорость протекания той или иной химической реакции, с поглощением или выделением температуры она проходит, какое нужно давление, количество реагентов и катализаторов. Катализаторы - небольшая по весу субстанция, не участвующая в химической реакции, но значительно влияющая на её скорость.

Как составлять химические уравнения

Зная закон сохранения массы веществ (химия), можно понять, как правильно составлять химические уравнения.

1. Требуется знать формулы реагентов, вступающих в химическую реакцию, и формулы продуктов, которые получились в её результате.
2. Слева пишутся формулы реагентов, между которыми ставится знак «+», а справа - формулы получившихся продуктов со знаком «+» между ними. Между формулами реагентов и получившихся продуктов ставится знак «=» или стрелка.
3. Количество атомов всех компонентов реагентов должно равняться количеству атомов продуктов. Поэтому высчитываются коэффициенты, которые ставятся перед формулами.
4. Запрещается перемещать формулы из левой части уравнения в правую или менять их местами.

Значение закона

Закон сохранения массы веществ (химия) дал возможность интереснейшему предмету развиваться как науке. Узнаем, почему.

• Большое значение закона сохранения массы веществ в химии в том, что на его основании делают химические расчёты для промышленности. Предположим, нужно получить 9 кг сульфида меди. Мы знаем, что реакция меди и серы происходит в массовых соотношениях 2:1. По данному закону, при химической реакции меди массой 1 кг и серы массой 2 кг получается сульфид меди массой 3 кг. Так как нам нужно получить сульфид меди массой 9 кг, то есть в 3 раза больше, то и реагентов потребуется в 3 раза больше. То есть 6 кг меди и 3 кг серы.
• Возможность составлять правильные химические уравнения.

Заключение

После прочтения данной статьи не должно остаться вопросов по сущности данного закона истории ее открытия, к которой, кстати, причастен наш известный соотечественник, ученый М.В. Ломоносов. Что опять подтверждает то, насколько велика сила отчественной науки. Также стало понятно значение открытия данного закона и его смысл. А те, кто не понимал, в школе, после прочтения статьи должны научиться или же вспомнить, как это делать.