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

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи (m).• В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия E= m* C², где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10^-11 Е в ~10Dm практически не может быть измерено. Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Расчеты по химическим уравнениям

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитанной.

Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта

(m_p) к теоретически возможной (m_т), выраженное в долях единицы или в процентах.h = (m_p/ m_т) • 100%.

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

Пример 1

Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

 

х -82% выход практический; х = (6,4 • 82) / 100 = 5,25 г

Пример 2

Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO₃и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?
Решение

Y = (12,72 • 100) / 18,4 = 69%

Пример 3.Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при сливании растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 18,0 г сульфата натрия? Решение.

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

 

Закон постоянства состава

Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г): все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

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

Пример.

CuS–сульфидмеди. m(Cu): m(S) = A_r(Cu): A_r(S) = 64: 32 = 2: 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2: 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

Массовая доля элемента w_(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; A_r(Э)- относительная атомная масса элемента; M_r- относительная молекулярная масса вещества.

w_(Э)= (n • A_r(Э)) / M_r

 

Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу:

Например:

Определите формулу оксида хрома,содержащего68,4 %хрома.

 

Закон кратных отношении

(Д.Дальтон, 1803 г.): если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Например:N₂O₃;NO_2; N₂O₅
число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 3: 4: 5.

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.): Объемы газов, вступающих в химические реакции, иобъемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа.

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
Пример.

2CO+O₂=2CO_2.

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем

.

 

Закон Авогадро (1811 г.):