Стехиометрия. Закон сохранения массы веществ.

Закон сохранения массы. Был открыт М. В. Ломоносовым и сформулирован А. Лавуазье: «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.»

Этот закон является одним из основных стехиометрических законов химии.

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные соотношения между реагирующими веществами, вывод химических формул и составление уравнений химических реакций.

Составляем уравнения реакций в молекулярной и ионной форме:

Na₂CO₃ + Ca(NO₃)₂ =

Ag NO₃ + KCl =

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ =

Na₂CO₃ + H₂SO₄ =

H₂SO₄ + Na₂S =

Закон постоянства состава веществ молекулярной структуры. Закон Авогадро и следствия их него.

Закон постоянства состава вещества.

Сформулирован Ж.-Л. Прустом в 1799 г.: Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Однако уже в начале XIX в. К. Бертолле показал, что элементы могут соединятся друг с другом в разных соотношениях в зависимости от массы реагирующих веществ.

Современная формулировка закона постоянства состава вещества такова: Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа их получения. Состав соединений немолекулярной структуры (с атомной, ионной или металлической кристаллической решеткой) не является постоянным и зависит от способа их получения.

Закон Авогадро. Сформулирован А. Авогадро в результате проведения многочисленных экспериментов: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают 2 следствия:

1. Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем. Этот объем, называемый молярным (), при нормальных условиях (давление = 101325 Па и абсолютной температуре = 273,15 К) равен 22,4 л:

2. Массы двух разных газов, занимающих одинаковый объем при одинаковых условиях, относятся между собой как их молярные массы Отношение масс двух газов, занимающих равный объем при одинаковых условиях, называют относительной плотностью одного газа по другому и обозначают буквой D.

Уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева-Клапейрона). где p – давление; V – объем газа; m – масса газа; М – молярная масса газа; Т – температура; n – количество вещества газа, моль; R – универсальная газовая постоянная, значение которой зависит от единиц, в которых измеряют давление и объем.

 

Вопросы для самоконтроля

¾ Что такое простые вещества?

¾ Что такое сложные вещества?

¾ Каков состав атома, ядра?

¾ Определите число протонов и нейтронов в атомах натрия и фосфора.

¾ Вычислите молекулярные массы хлорида натрия и фосфата кальция.

¾ Найдите относительные молекулярные массы веществ, состав которых описывается формулами: Na₂CO₃. Ca(NO₃)₂, Ag NO₃, KCl, H₂SO₄, Ba(NO₃)₂, Na₂S

¾ Рассчитайте относительные молекулярные массы медного купороса и кристаллической соды.

¾ Какова масса 5,6 л. (н. у.) углекислого газа?

¾ Каков объем 128 г сероводорода при нормальных условиях?

 

Законы	Вопросы для обсуждения
Закон сохранения постоянства состава вещества.	1. Кем и в каком году был сформулирован закон? Ответ: Жозеф Прустом в 1808г. 2. Какова современная формулировка закона? Ответ: каждое химически чистое вещество имеет постоянный состав, независимо от условий и способов его получения. 3. Приведите пример. Ответ: 2Н2+О2=2Н2О или Н2SiO3=SiO2+Н2О 4. Как вы думаете, почему закон постоянства состава справедлив только для веществ с молекулярным строением? Ответ: Т.к. вещества с атомным строением могут проявлять разные степени окисления в зависимости от условий их получения.
Закон сохранения массы вещества.	1. Кем впервые был открыт и сформулирован закон сохранения массы вещества? Ответ: 1748г. Михаил Васильевич Ломоносов. 2. Повторите первую формулировку закона. Ответ: «…все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимается, столько присовокупится к другому: так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте…». 3. Приведите современную формулировку этого закона. Ответ: Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. 4. Какое значение имеет закон в химической науке и практике? Какие расчеты проводятся на его основе? Ответ: Закон сыграл значительную роль в становлении атомно-молекулярного учения и дальнейшем развитии химии как науки; на основании этого закона составляются уравнения химических реакций и производятся практически важные расчеты.
Закон объёмных отношений.	1. Сформулируйте закон объёмных отношений и назовите автора этого закона. Ответ: 1808г. Жозеф-Луи Гей-Люссак, - «объёмы вступивших в реакцию газов относятся друг к другу и к объёмам полученных газообразных продуктов как небольшие целые числа» - «в уравнениях химических реакций коэффициенты перед формулами газообразных веществ соответствуют их объёмам» 2. Напишите уравнение реакции синтеза хлороводорода из простых веществ и опишите действие закона объёмных отношений. Ответ: Н2 + Cl2=2HCl, V(H2):V(Cl2):V(HCl)=1:1:2 Один литр водорода соединяется с одним литром хлора с образованием двух литров хлороводорода.
Закон Авогадро.	1. Сформулируйте закон Авогадро для газов. Ответ: 1811г. Амедео Авогадро. «В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержится одинаковое число молекул.» 2. Какие следствия вытекают из закона Авогадро? Сформулируйте их. Ответ: Следствие первое- «Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём» При н.у. один моль любого газа равен 22,4 литра; - «молярный объём газа – это величина, равная отношению объёма газа при данных условиях к количеству вещества этого газа» Vm = V \n, где n – количество вещества газа - молярный объём газа – это величина, равная отношению молярной массы газа к его плотности. Vm = M\p? где р – плотность 3. Следствие второе – «отношение масс одинаковых объёмов газов при одних и тех же условиях равно отношению их молярных масс» m1 = M2 m1 M2 -«отношение массы определенного объёма данного газа к массе такого же объёма другого газа (при тех же условиях) называется относительной плотностью первого газа по второму» D=m1\m2 D=M1\M2 - «плотности различных газов, взятых при одинаковых условиях, пропорциональны их молярным массам» р1 = М1 р2 М2 4. Какие условия для газов называют нормальными? Ответ: Нормальные условия: давление – 1 атм (101325 Па) и температура – 273,15 Кили 0°С
Периодический закон	1. Кем и когда был открыт закон? Ответ: 1869г., Д.И.Менделеевым. 2. Сформулируйте периодический закон (современную формулировку). Ответ: «свойства элементов, а также свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов»

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 4

Дисциплина: Химия.

Тема: Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица химических элементов.

Цель занятия: Повторить Периодический закон Д.И. Менделеева, его открытие, современную формулировку и значение. Повторить структуру п ериодической таблицы химических элементов: периоды (малые и большие), группы (главная и побочная).

Планируемые результаты

Предметные: знание периодического закона Д.И. Менделеева.

Метапредметные: умение характеризовать: элементы малых периодов по их положению в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Личностные: владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; уверенное пользование химической терминологией и символикой.

Норма времени: 2 часа

Вид занятия: Лекция с элементами беседы.

Тип занятия: Урок повторения.

План занятия:

1. Открытие Д.И. Менделеевым Периодического закона. Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева.

2. Графическое отображение периодического закона. Структура периодической таблицы: периоды (малые и большие), группы (главная и побочная).

3. Современная формулировка периодического закона. Значение периодического закона и периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева для развития науки и понимания химической картины мира.

Оснащение: Периодическая система химических элементов, портрет Д.И.Менделеева.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.