Независимо от способа получения все индивидуальные вещества имеют постоянный

Урок №11. Закон постоянства состава веществ

I. НОВЫЙ МАТЕРИАЛ

К основным законам химии относится закон постоянства состава:

Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г

Он писал: «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».

В этой формулировке закона, как и в приведенной выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения.

Чтобы получить сульфид железа(II), мы смешивали железо и серу в соотношении 7:4. Посмотрите видео-эксперимент . 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.). 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 A r (Fe), A r (S) совпадают, можно записать:A r (Fe): A r (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.

Рис. Кристаллическая решетка сульфида железа(II)

Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые — бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н 2 О, НCl, ССl 4 , СO 2 . Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.

В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.

Cостав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, — является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

II. На основе закона постоянства состава можно производить различные расчёты.

Задача №1

В каких массовых отношениях соединяются химические элементы в серной кислоте, химическая формула которой H 2 SO 4 ?

Используя ПСХЭ найдём относительные атомные массы химических элементов:

Определим массовые отношения этих элементов в формуле H 2 SO 4

m(H) : m(S) : m(O) = 2Ar(H) : Ar(S) : 4Ar(O) = 2 : 32 : 64 = 1 : 16 : 32

Таким образом, чтобы получить 49 г серной кислоты (1+16+32=49), необходимо взять 1 г — Н, 16 г — S и 32 г — О.

Задача №2

Водород соединяется с серой в массовых отношениях 1 : 16. Используя данные об относительных атомных массах этих элементов, выведите химическую формулу сероводорода.

Используя ПСХЭ найдём относительные атомные массы химических элементов:

Обозначим количество атомов водорода в формуле — х, а серы — у: Н х S у

m(H) : m(S) = хAr(H) : уAr(S)= х1 : у32 = (2*1) : (1*32) = 2 : 32 = 1 : 16

Следовательно, формула сероводорода Н 2 S

Задача №3

Выведите формулу сульфата меди, если массовые отношения в нём меди, серы и кислорода соответственно равны 2:1:2?

Используя ПСХЭ найдём относительные атомные массы химических элементов:

Ar(Cu)=64, Ar(S)=32, Ar(O)=16.

Обозначим количество атомов меди в формуле — х, серы — у, а кислорода — z: Cu x S y O z

m(Cu) : m(S) : m(O) = хAr(Cu) : уAr(S) : zAr(O) = x64 : y32 : z16 = (1*64) : (1*32) : (4*16) = 64:32:64 = 2:1:2

III. РЕШИТЕ ЗАДАЧИ

№1. Применяя сведения об относительных атомных массах химических элементов, вычислите массовые отношения элементов в угольной кислоте, химическая формула которой H 2 CO 3 .

№2. Определите массу кислорода, реагирующего без остатка с 3 г водорода, если водород и кислород в данном случае соединяются соответственно в соотношении 1 : 8?

№3. Углерод и кислород в углекислом газе соединяются в массовых отношениях 3 : 8.

Выведите химическую формулу углекислого газа

№4. Определите массу водорода, реагирующего без остатка с 48 г кислорода, если водород и кислород в данном случае соединяются в соотношеннии 1:8.

Источник

Закон постоянства состава.

Закон постоянства состава впервые сформулировал в 1808г. французский учёный-химик Жозеф Луи Пруст.

Закон постоянства состава формулируется так:

Вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Вещества с постоянным составом названы дальтонидами в честь английского химика Джона Дальтона.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы простых веществ соединяются друг с другом в строго определенных массовых долях.

Массовая доля элемента ω_Э показывает, какую часть составляет масса данного элемента от массы всего вещества, где

n – число атомов;

Ar_Э – относительная атомная масса элемента;

Mr – относительная молекулярная масса вещества.

.

Развитие химии показало, что наряду с веществами, имеющими постоянный состав, существуют вещества с переменным составом, который зависит от способа получения. Такие вещества назвали в честь французского химика Клода Бертолле – бертоллидами.

Бертоллиды не подчиняются законам стехиометрии. Примеры бертоллидов есть в классах оксидов, сульфидов, карбидов, гидридов и пр.

Исходя из вышеизложенного, уточним формулировку закона постоянства состава:

Состав соединений с молекулярной структурой является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

Источник

§ 5. Основные законы химии. Закон постоянства состава вещества. Закон сохранения массы веществ

Сайт:	Профильное обучение
Курс:	Химия. 11 класс
Книга:	§ 5. Основные законы химии. Закон постоянства состава вещества. Закон сохранения массы веществ
Напечатано::	Гость
Дата:	Четверг, 18 Ноябрь 2021, 05:06

Оглавление

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 учёным 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 определённой химической формулой. Например, каким бы способом ни получали углекислый газ (сжиганием угля, действием кислоты на мрамор, окислением метана), массовая доля углерода в нём 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).

Пример 1. В результате анализа органического вещества установили, что массовые доли углерода, водорода и кислорода в нём соответственно равны 44,78 % , 7,46 % и 47,76 % . Определите формулу вещества.

Источник

Независимо от способа получения все индивидуальные вещества имеют постоянный

Закон сохранения массы теоретически был описан в 1748 г, а экспериментально подтверждён в 1756 г. русским учёным М.В. Ломоносовым. М.В. Ломоносов определил, что если сосуд с металлом взвесить до и после нагревания, не вскрывая его, то масса останется неизменной. В 1789 г. французский учёный Антуан Лавуазье подтвердил выводы М.В. Ломоносова.

Формулировка закона сохранения массы:

масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение объясняет этот закон так: при химической реакции общее количество участвующих атомов не изменяется, а происходит лишь их перегруппировка. Так как число атомов до и после реакции не изменяется, то их общая масса тоже не изменяется.

С точки зрения атомно-молекулярного учения при химических реакциях атомы не образуются из ничего и не исчезают, поэтому число атомов всех видов в ходе химической реакции остается неизменным. А так как масса данного атома постоянна, то и общая масса исходных веществ, состоящих из этих атомов, равна массе продуктов реакции, которые состоят из того же набора атомов.

Например, для реакции

`2″H»_2 + «O»_2 → 2″H»_2″O»`

в соответствии с законом сохранения массы должно выполняться соотношение

называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов.

Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную информацию о химической реакции, реагентах и продуктах реакции; его составление основывается на законах стехиометрии, в первую очередь, законе сохранения массы веществ в химических реакциях. Кроме уравнений используются полные и краткие схемы химических реакций — условные записи, дающие представление о природе реагентов и продуктов, то есть качественную информацию о химической реакции.

Для составления уравнений химических реакций, кроме знания формул реагентов и продуктов реакции, необходимо верно подобрать коэффициенты. Это можно сделать, используя несложные правила. В левой части уравнения записывают формулы (формулу) веществ, вступивших в реакцию, соединяя их знаком «плюс». В правой части уравнения записывают формулы (формулу) образовавшихся веществ, также соединённых знаком «плюс». Между частями уравнения ставят знак равенства или стрелку. Затем находят коэффициенты — числа, стоящие перед формулами веществ, чтобы число атомов одинаковых элементов в левой и правой частях уравнения было равным.

Зная закон сохранения массы, можно сформулировать правила составления химических уравнений:

1) необходимо знать формулы веществ, вступивших в реакцию (реагентов) и веществ, полученных в результате реакции (продуктов);

2) число атомов каждого элемента в левой части уравнения должно быть равно числу атомов этих же элементов в правой части уравнения;

3) нельзя переносить формулы веществ из одной части уравнения в другую.

Закон постоянства состава впервые сформулировал в 1808 г. французский учёный-химик Жозеф Луи Пруст.

Формулировка закона постоянства состава:

вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Вещества с постоянным составом названы дальтонидами в честь английского химика Джона Дальтона.

Состав дальтонидов описывается химическими формулами с целыми стехиометрическими индексами, например `»H»_2″O»`, `»HCl»`, `»CH»_4`, `»CO»_2`, `»C»_2″H»_5″OH»`.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы простых веществ соединяются друг с другом в строго определенных массовых долях.

`omega_»э»` показывает, какую часть составляет масса данного элемента от массы всего вещества

где `n` – число атомов элемента в веществе;

`A_r` – относительная атомная масса элемента;

`M_r` – относительная молекулярная масса вещества.

Развитие химии показало, что наряду с веществами, имеющими постоянный состав, существуют вещества с переменным составом, который зависит от способа получения. Такие вещества назвали в честь французского химика Клода Бертолле – бертоллидами.

Бертоллиды не подчиняются законам стехиометрии. Примеры бертоллидов есть в классах оксидов, сульфидов, карбидов, гидридов.

Исходя из вышеизложенного, уточним формулировку закона постоянства состава: состав соединений с молекулярной структурой является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

Источник

Независимо от способа получения все индивидуальные вещества имеют постоянный

Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Периодический закон (Д. Менделеев, 1869): свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента. Существует ряд частных законов химии, которые имеют ограниченную область применения.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения. Известны соединения переменного состава, для которых закон Пруста несправедлив, например сверхпроводники общей формулы: YBa₂Cu₃0_7-x.

Решающую роль в доказательстве существования атомов и молекул сыграли газовые законы.

Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люс-сак, 1808): объемы газов, вступающих в реакцию, а также объемы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон Авогадро — в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Закон Авогадро является следствием уравнения Клапейрона — Менделеева: pV = nRT или pV = (m/M)RT, где p — давление газа, V — его объем, n — количество газа (в молях), R — универсальная газовая постоянная, Т — абсолютная температура, m — масса газа, М — его молярная масса.

Численное значение R зависит от размерности давления (объем газов, как правило, выражают в литрах). Если [p] = кПа, то R = 8,314 Дж/(моль*К); если [p] = атм, то R = 0,082 л*атм/(моль*К).

Нормативные условия для газов: Р₀ = 101,325 кПа — 1 атм, Т₀ = 273,15 К = 0°С. При нормальных условиях объем одного моля газа равен:

Количество газа при нормальных условиях рассчитывают по формуле:

При произвольных условиях количество газа рассчитывают по уравнению Клапейрона — Менделеева:

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

r = 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:

Средняя молярная масса смеси x газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

Источник