1.5. Основные законы химии. Закон постоянства состава вещества. Закон сохранения массы веществ

Фундаментальные законы химии позволяют описывать качественный и количественный состав веществ, а также изменения состава в ходе химических превращений. Без знания этих законов невозможны химический анализ состава вещества, вычисление количеств реагентов для проведения химических реакций в промышленности и в лаборатории, определение выхода продуктов.

Закон постоянства состава вещества

Закон постоянства состава вещества был установлен французским ученым Ж. Прустом в 1801 году.

В современной формулировке закон гласит: всякое химически чистое вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный состав, то есть состоит из одних и тех же химических элементов, атомы которых находятся в постоянных для данного вещества количественных соотношениях.

Закон Пруста указывает на то, что состав индивидуального чистого вещества может быть описан определенной химической формулой. Например, каким бы способом ни получали углекислый газ (сжиганием угля, действием кислоты на мрамор, окислением метана), массовая доля углерода в нем составляет 27,27 %, кислорода — 72,73 %; массы углерода и кислорода соотносятся как: 27,27 : 72,73 = 3 : 8. Соотношение их количеств: . Следовательно, в веществе на один атом углерода приходится два атома кислорода, то есть химическая формула CO2.

Покажем, как определить формулу вещества в более сложных случаях (пример 1).

Таким образом, знание массовых долей элементов в веществе или их масс в определенной порции вещества позволяет установить формулу вещества.

В случае некоторых веществ немолекулярного строения закон постоянства состава справедлив лишь приблизительно. Их состав может в определенных пределах варьироваться в зависимости от условий синтеза или обработки вещества.

Для веществ немолекулярного строения имеются отклонения от закона, которые не могли быть выявлены в XVII–XIX веках из-за отсутствия точных методов анализа. Так, оксид железа(II) имеет состав в интервале Fe0,89O—Fe0,95O, оксид титана(III) — Ti2O2,6—Ti2O3,4. Одна из причин нарушения состава кроется в дефектах, возникающих при формировании кристаллов немолекулярных веществ. Такие соединения названы нестехиометрическими, или бертоллидами, в честь французского химика К. Бертолле. В случае крайне малых отклонений от постоянства состава соотношения атомов в соединениях практически целочисленны, а сами соединения относят к стехиометрическим и называют дальтонидами в честь Дж. Об этом говорит сайт https://intellect.icu . Дальтона — одного из основоположников атомно-молекулярного учения (например, хлорид калия, оксид кальция).

Закон сохранения массы веществ

Закон сохранения массы веществ позволяет вычислять массы веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате ее протекания.

Напомним, что процесс превращения одних веществ в другие без изменения общего числа и природы атомов, из которых эти вещества состоят, называют химической реакцией. Вступающие в химическую реакцию вещества — это реагенты, а образующиеся в результате химической реакции вещества — это продукты.

Протекание химических реакций подчиняется закону сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе образовавшихся веществ.

Действие закона можно показать на следующем примере. Если закрытую колбу с небольшим количеством фосфора взвесить, а затем нагреть, то фосфор загорается ярким пламенем, а колба наполняется белым дымом. Повторное взвешивание показывает, что общая масса колбы с содержимым не изменилась (рис. 10).

Рис. 10. Опыт, иллюстрирующий закон сохранения массы вещества

С позиции атомно-молекулярного учения закон можно объяснить тем, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, их общее число остается неизменным, а значит, и суммарные массы веществ до и после реакции одинаковы.

Большой вклад в экспериментальное доказательство закона сохранения массы веществ внесли опыты русского ученого М. В. Ломоносова и французского химика А. Лавуазье (2-я половина XVIII в.) по измерению массы исходных веществ и массы получаемых из них продуктов.

Покажем, как можно использовать закон сохранения массы веществ для количественных расчетов по уравнениям реакций на примере горения метана в кислороде с образованием воды и углекислого газа.

Схема этой реакции:

Перед формулами поставим коэффициенты, которые должны уравнять число атомов реагентов и продуктов:

Это уравнение свидетельствует о том, что образование одной молекулы углекислого газа и двух молекул воды происходит, если одна молекула метана прореагирует с двумя молекулами кислорода. Коэффициенты показывают, в каком мольном соотношении реагируют вещества и образуются продукты. Так, из составленного уравнения реакции видно, что если в реакцию вступает 1 моль метана, то на его сжигание расходуется 2 моль кислорода, в результате образуются 2 моль воды и 1 моль углекислого газа.

С учетом этих количественных соотношений можно рассчитать массу (количество, объем) реагентов, необходимых для получения определенного количества продуктов, и наоборот — продуктов по исходным веществам.

Вопросы, задания, задачи

1. Сформулируйте основные законы химии, описывающие качественный и количественный состав веществ, а также изменения этого состава в ходе химических превращений.

2. В результате реакции разложения карбоната кальция при его прокаливании произошло уменьшение массы твердого вещества. Что, кроме массы твердого продукта, нужно измерить для подтверждения закона сохранения массы веществ?

3. Как и почему изменяется масса порции железных опилок при их хранении на воздухе?

4. Расставьте коэффициенты в схемах реакций:

• С2Н2 + О2 → СО2 + Н2О;
• Аl2О3 + H2SO4 → Аl2(SO4)3 + H2O;
• Аl + HCl → AlCl3 + H2;
• Fe + Cl2 → FeCl3.

5. На электронные весы поставили два стакана, содержащие питьевую соду и соляную кислоту. Затем, сняв стаканы с весов, осторожно пересыпали порошок соды в стакан с кислотой, после чего оба стакана снова поставили на весы. Как изменилось показание на табло весов?

6. Определите массу хлорида железа(III), образовавшегося при горении железа массой 2,8 г в хлоре.

7. Определите объем воздуха (н. у.), который необходим для обжига пирита FeS2 массой 1,2 кг. Обжиг пирита на воздухе протекает по схеме: FeS2 + О2 → Fe2О3 + SO2↑.

8. Чему равна масса соли, полученной при взаимодействии раствора, содержащего 10 г гидроксида натрия, с раствором, в котором содержится 10 г хлороводорода?

9. Определите химическую формулу вещества, в котором:

• а) массовые доли железа и кислорода соответственно равны 72,4 % и 27,6 %;
• б) соотношение масс кальция, азота и кислорода равно 10 : 7 : 24;
• в) на 1,83 г оксида хлора приходится 0,71 г хлора;
• г) массовые доли натрия, серы и кислорода равны 0,365, 0,254 и 0,381 соответственно.

10. Смесь оксидов магния и кальция массой 1,04 г растворили в азотной кислоте. При этом образовалась смесь нитратов массой 3,2 г. Вычислите массу каждого из оксидов.

*Самоконтроль

1. Закон сохранения массы веществ в химических реакциях используется:

• а) при вычислении относительной молекулярной массы;
• б) при расстановке коэффициентов в уравнениях реакций;
• в) в расчетах по уравнениям реакций;
• г) при составлении химической формулы по валентности.

2. Правильно расставлены коэффициенты в уравнениях реакций:

• а) Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O;
• б) 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑;
• в) 4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3;
• г) С4Н10 + 6О2 = 4СО2 + 5Н2О.

3. Назовите вещества, масса которых увеличивается при прокаливании в открытом сосуде:

• а) Cu;
• б) Fe;
• в) CаСО3;
• г) Рb.

4. Массовые доли элементов в бинарном соединении равны. Химическая формула соединения:

• а) NO;
• б) СО;
• в) SO2;
• г) SO3.

5. Нестехиометрический состав могут иметь соединения:

• а) NH3;
• б) FeО;
• в) NiO;
• г) CO.