Химические превращения. Основные стехиометрические законы химии
Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные соотношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление основных стехиометрических законов. 1. Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748-1756 гг., А. Лавуазье, 1777 г.). Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникать из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НС1, чтобы число атомов водорода и хлора оставалось равным двум, т.е. две молекулы: И поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции. Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как всеобщий закон природы. Таким образом, законы сохранения массы веществ и сохранения энергии — это две стороны единого закона природы — закона вечности материи и ее движения. Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выражают уравнением Эйнштейна: E=mc2, где E — энергия; m — масса; c — скорость света в вакууме. Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно проводить расчеты по химическим уравнениям. 2. Закон постоянства состава вещества (Ж. Л. Пруст, 1808 г.). Каждое чистое вещество независимо от его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Например, воду можно получить по любой из следующих реакций: 2Н2+О2=2Н2О Са(ОН)2=СаО+Н2О CuSO4•5Н2О=CuSO4+5Н2О Химически чистая вода содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода, независимо от ее получения, то есть на один атом кислорода приходится два атома водорода. Иной состав свидетельствует либо о наличии примесей, либо о том, что это другое вещество (например, Н2О2). Ж. Пруст 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». В этой формулировке закона, как и в приведенном выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от получения и места нахождения.
Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные соотношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление основных стехиометрических законов.
1. Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748-1756 гг., А. Лавуазье, 1777 г.).
Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.
Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникать из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НС1, чтобы число атомов водорода и хлора оставалось равным двум, т.е. две молекулы:
И поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции.
Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как всеобщий закон природы.
Таким образом, законы сохранения массы веществ и сохранения энергии — это две стороны единого закона природы — закона вечности материи и ее движения.
Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выражают уравнением Эйнштейна:
E=mc2,
где E — энергия; m — масса; c — скорость света в вакууме.
Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно проводить расчеты по химическим уравнениям.
2. Закон постоянства состава вещества (Ж. Л. Пруст, 1808 г.).
Каждое чистое вещество независимо от его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Например, воду можно получить по любой из следующих реакций:
2Н2+О2=2Н2О
Са(ОН)2=СаО+Н2О
CuSO4•5Н2О=CuSO4+5Н2О
Химически чистая вода содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода, независимо от ее получения, то есть на один атом кислорода приходится два атома водорода. Иной состав свидетельствует либо о наличии примесей, либо о том, что это другое вещество (например, Н2О2).
Ж. Пруст 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».
В этой формулировке закона, как и в приведенном выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от получения и места нахождения.
А) первая пара веществ отличается анионами. Качественным реагентом на галогенид-анионы является катион серебра.
AgNO₃ + KCl = KNO₃ + AgCl↓ - белый осадок
AgNO₃ + KI = KNO₃ + AgI↓ - жёлтый осадок
Б) эта пара также отличается анионами. качественным реагентом на сульфат-анион является катион бария
Al₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 2AlCl₃ + 3BaSO₄ ↓ - белый осадок
с нитратом алюминия реакция не пойдет
В) гидроксид алюминия - амфотерный гидроксид, он растворяется в щелочах.
Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]
гитдроксид магния в щелочи не растворится.
ответ: 123