Mr(O2) =
1 m(C) = 1,994·10–23г = 32.
Более удобным способом расчета относительной молекулярной массы является расчет при помощи относительных атомных масс.
Например, рассчитаем относительные молекулярные массы хлора Cl2 и углекислого газа CO2:
Mr(Cl2) = Ar(Cl)∙2 = 35,5∙2 = 71
Mr(CO2) = Ar(C)∙1 + Ar(O)∙2 = 12∙1 + 16∙2 = 12 + 32 = 44
Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных масс атомов, содержащихся в нем
Понятие «относительная формульная масса вещества» аналогично относительной молекулярной массе. Вам известно, что существуют вещества молекулярного и немолекулярного строения. Вещества немолекулярного
2. Приведите примеры
веществ атомного, молекулярного, ионного строения.
строения не состоят из молекул, и именно для них используется понятие
«относительная формульная масса».
Обозначается относительная формульная масса аналогично молекулярной –
M r.
Например, относительная формульная масса иона равна сумме масс атомов, которые входят в его состав без учета зарядов:
Mr(Na+1) = Ar(Na) = 23 Mr(SO42−) = Ar(S) + Ar(O)·4 = 32 + 16∙4 = 96
Рассмотрим еще несколько примеров расчета относительной формульной
массы:
Mr[Cr2(SO4)3] = Ar(Cr)·2 + Ar(S)·3 + Ar(O)·12 = 52·2 + 32·3 + 16·12 = 104 + 96 + 192 = 392 Mr(CuSO4·5H2O) = Mr(CuSO4) + Mr(5H2O) = Ar(Cu)·1 + Ar(S)·1 + Ar(O)·4 + Ar(H)·10 + Ar(O)·5 = 250
Обратите внимание, что в формулах, подобной CuSO 4 · 5H 2O, вместо знака
«умножить» на самом деле необходимо применять действие сложения. Данный знак не имеет ничего общего с математическим действием умножения, но такая форма записи формул встречается довольно часто.
Массовая доля элемента в веществе
 |
По химической формуле вещества можно вычислить массовые доли элементов в веществе. Массовая доля (обозначается греческой буквой ω – омега), показывает, какую часть от относительной молекулярной массы вещества составляет относительная атомная масса элемента, умноженная на индекс при знаке элемента в формуле.
Массовую долю элемента выражают простой десятичной дробью (долей), или в процентах.
Чтобы рассчитать массовую долю элемента в веществе, необходимо запомнить формулу:
где: Ar(Э) – относительная атомная масса элемента; n(Э) – количество атомов этого элемента; Mr(вещества) – относительная молекулярная масса вещества, в состав которого входит данный элемент.
Рассмотрим пример. Рассчитаем массовые доли углерода и кислорода в углекислом газе:
| Дано: СО2 | Решение: 1. Рассчитаем относительную молекулярную массу углекислого газа: Mr(CO2) = Ar(C)·1 + Ar(O)·2 = 12·1 + 16·2 = 12 + 32 = 44 2. Определим массовую долю углерода: ω(С) = A r (C) · n(C) ∙100% = 12 ·1 ∙100% = 27,27% Mr(CO2) 44 3. Определим массовую долю кислорода: w(О) = 100% – w(С) = 100% – 27,27% = 72,73%. |
| w(С) –? w(О) –? | |
| Ответ: w(С) = 27,27%; w(О) = 72,73%. |
Определение молекулярной формулы вещества по массовым долям элементов
По известным массовым долям элементов, входящих в состав вещества, можно определить его молекулярную формулу.
Рассмотрим пример. Вещество содержит по 50% по массе серы и кислорода.
Определите его молекулярную формулу.
| Дано: w(S) = 50% w(O) = 50% | |
| SxOy | |
| Ответ: SO2 |
 |
Подведем итоги
Вопросы, упражнения и задачи
Как рассчитать относительную молекулярную массу по массе молекулы и по химической формуле молекулы?
Укажите вещество, имеющее наименьшую молекулярную массу.
В чем различие между относительной молекулярной и формульной массами?
Вычислите относительные молекулярные массы следующих веществ: NO, H2S, CS2, O3, N2, HNO3, HCl. Расчеты проведите устно.
Вычислите относительные молекулярные массы следующих веществ: C12H22O11, H4P2O7, C6H5NO2, P4O10, HBrO4, H2SeO4, Si2H6, C6H3(NH2)2Br.
Вычислите относительные формульные массы следующих веществ: MgSO4, Ca(NO3)2, Ba3(PO4)2, Al2(SO4)3, (NH4)2S2O8, KCNS, NaH2PO4, KAl(SO4)2, MnCl2·4H2O, FeSO4·7H2O, NH4Fe(SO4)2·12H2O.
Относительная молекулярная масса вещества в состав которого входит иод и кислород, равна 334. Известно, что в составе вещества присутствует пять атомов кислорода. Определите формулу вещества.
Относительные формульные массы двух соединений кислорода – с медью и серой – одинаковы и равны 80. Каковы химические формулы этих соединений?
Относительная формульная масса вещества, состоящего из элемента X и хлора, равна 208. Известно, что в состав вещества входят два атома хлора. Определите элемент Х.
Относительная формульная масса вещества, в состав которого входят элемент Х, сера и кислород, равна 160. Определите элемент Х, если атомов кислорода в данном веществе три, а атомов серы в три раза меньше атомов кислорода.
Масса молекулы воды приблизительно равна 3∙10−23 г. Определите относительную молекулярную массу воды.
Атомная масса элемента А в 1,4375 раз больше атомной массы элемента В. Сумма атомных масс элементов А и В равна 39. Используя эти данные, составьте формулу соединения элементов А и В и вычислите его относительную молекулярную массу.
Определите массовые доли всех элементов в следующих веществах: SO3, H2O, NO2, CaCO3, Na2SO4, Zn(NO3)2, AlPO4, C6H12O6, CuSiO3, (NH4)2CO3.
Какая масса калия содержится в калийном удобрении массой 1 кг, если массовая доля калия в нем составляет 40%?
В некотором веществе массой 160 г содержится 20 г кислорода. Определите массовую долю кислорода в этом веществе.
Смешали 50 г соли и 100 г сахара. Какова массовая доля соли в полученной смеси?
Определите простейшие формулы минералов: а) халькозин: w(Сu) = 79,5%; w(S) = 20,5%;
б) пирротин: w(Fe) = 60,5%; w(S) = 39,5%;
в) криолит: w(Na) = 32,9%; w(Al) = 12,9%; w(F) = 54,2%;
г) ортоклаз: w(K) = 14,0%; w(Al) = 9,7%; w(Si) = 30,5%; w(O) = 45,8%.
Выведите молекулярную формулу оконного стекла, имеющего следующий состав: 65% SiO2, 8,5% Na2O, 4,5% Al2O3, 11% В2О3, 11% ZnO.
Выведите формулу соединения, в котором отношение масс: а) серы, кислорода и брома составляет 1:1:5; б) магния, углерода и кислорода составляет 2:1:4; в) кальция, серы и кислорода составляет 5:4:8.
Выведите формулу минерала циркона, содержащего 15,3% кремния по массе, а также цирконий и кислород. Отношение масс циркония и кислорода в минерале составляет 1,42:1.
Относительная молекулярная масса дисилана – соединения кремния с водородом – равна 62. Напишите формулу дисилана. Является ли она простейшей?
Одно из соединений мышьяка с серой (минерал реальгар) имеет относительную молекулярную массу 428 и содержит одинаковые количества атомов каждого из элементов. Найдите формулу соединения. Является ли эта формула простейшей?
Блокнот эрудита
48. Виды формул веществ
Различают простейшую и истинную формулы.
В простейшей формуле индексы показывают соотношение количеств атомов элементов в веществе. Примеры простейших формул: NaCl, Аl2O3, NO2 (соответствуют существующим веществам), СН, НО, ВН3 (веществ с такими формулами не существует).
Истинная формула – это та, которую на самом деле имеет вещество. Она может быть простейшей или кратной ей (то есть иметь кратные индексы). Примеры истинных формул: NaCl, Аl2O3, NO2, N2O4, С2Н2, С6Н6, Н2O2, В2Н6.
Вода имеет формулу Н2О. Это – ее истинная формула, которая одновременно является простейшей. Истинная формула пероксида водорода – Н2O2 (простейшая – НО).
Пример. Найти истинную формулу бутана – соединения углерода с водородом, который входит в состав баллонного газа, если отношение масс углерода и водорода в нем составляет 24:5, а молярная масса – 58 г/моль.
Решение. Формула бутана в общем виде – СхНу.
Согласно условию задачи на каждые 24 г углерода в соединении приходится 5 г водорода.
1) Находим простейшую формулу бутана: х:у = 2:5.
Простейшая формула бутана – С2Н5. Но она не является истинной, потому что Мr(С2Н5) = 2·12 + 5·1 = 29 (г/моль) ≠ 58 (г/моль).
2) Находим истинную формулу бутана, учитывая, что она является кратной простой, то есть (С2Н5)z: 29z = 58; z = 2.
Истинная формула бутана – (С2Н5)2, или С4Н10.
Ответ. С4Н10.
49. Хлор – Chlorum, Сl (17)
Хлор – это тяжелый (почти в 2,5 раза тяжелее воздуха) зеленовато-желтый газ, обладающий острым удушающим запахом и высокой ядовитостью для всего живого – от едва различимых под микроскопом бактерий до крупнейших животных.
| Рисунок 96. Кварцевая ампула со сжиженным под давлением хлором (Cl2) в акриловом кубе | Рисунок 97. Ампула с газообразным хлором |
Ядовитость газа, названного за свой цвет хлором (от греческого слова
«хлорос» – зеленовато-желтый), объясняется его большой химической активностью. Он легко вступает в соединение почти со всеми химическими элементами, в том числе со многими металлами (натрием, калием, медью, оловом и др.). При химическом взаимодействии хлора с другими элементами выделяется большое количество тепла и света. Отнимая водород от воды, входящей в состав каждой клетки растительных и животных организмов, хлор тем самым разрушает структуру их, что влечет гибель всего живого.
Активность хлора «убила» и его самого. В природе в свободном состоянии он не встречается. Если же где-либо и образуется при редких условиях (например, при извержениях подводных морских вулканов), то в очень небольших количествах, и тотчас исчезает в результате взаимодействия с окружающими веществами.
Одно из наиболее распространенных соединений хлора – поваренная соль. Но не каждому, пожалуй, известно, каково количество имеющейся на земном шаре соли. А оно огромно! В растворенном состоянии соль содержится в воде морей и океанов. В твердом виде вся соль заняла бы 20 000 000 км3. Таким количеством соли можно было бы засыпать всю поверхность суши земного шара (149 000 000 км2) слоем более сотни метров толщиной.
Соль – необходимое соединение для организмов животных и человека. В организме человека содержится до 200 г соли. Важное значение соли в организмах наземных животных и правильное соотношение между солью и другими соединениями хлора, находящимися в крови наземных животных, приближающееся к тому, которое имеется в морской воде, рассматривается некоторыми учеными как доказательство происхождения наземных животных из морских организмов.
Соль открывает историю искусственного получения хлористых соединений и самого хлора. Начало этой истории связывается с 1648 г., когда немецкий химик и врач Иоганн Глаубер, нагревая влажную соль на угле, получил, конденсируя выделяющийся дым, сильную кислоту, названную им «соляным спиртом».
В 1772 г. английской химик Пристли, изучив свойства раствора «соляного спирта» в воде, назвал его соляной кислотой. В 1774 г. шведский химик Шееле нашел, что соляная кислота, при нагревании с двуокисью марганца, дает желто- зеленый газ – хлор.
Хлор не сразу нашел применение. Впервые хлор был использован в медицине. Раствор хлора в воде – хлорная вода – рекомендовалась как дезинфицирующее вещество врачам и студентам-медикам при работе на трупах. В 30-х годах прошлого столетия хлорную воду использовали для ингаляции при туберкулезе легких, дифтерии и некоторых других болезнях.
С развитием техники области применения хлора все более и более расширялись. Он применялся при изготовлении многочисленных химических соединений в анилиново-красочной и фармацевтической промышленностях, в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и т.д. Большие количества хлора используются для отбелки тканей и целлюлозы в бумажной и текстильной промышленностях. В цветной металлургии хлорированием получают некоторые металлы из руд. В химии высокомолекулярных соединений хлор
§16. Закон сохранения массы
 |
Открытие закона и его значение
Знаменитый английский химик Роберт Бойль при выполнении различных опытов с металлами заметил, что при сильном нагревании металлов на воздухе
их масса увеличивается. В итоге, ученый предположил, что в результате химической реакции, протекающей при нагревании, масса веществ должна меняться. Роберт Бойль считал, что при нагревании металлы реагируют с некоей «огненной материей», содержащейся в пламени. «Огненную материю» называли
флогистоном.
Русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов, изменил постановку эксперимента, и нагревал металлы не на открытом воздухе, а в герметично запаянных
стеклянных ретортах. При постановке эксперимента таким способом, масса реторты с металлом до и после нагревания оставалась прежней.
Рисунок 98. Реторта
При вскрытии такой реторты оказалось, что металл частично превратился в другое вещество, которое покрывало поверхность металла. Следовательно, металл
прореагировал с воздухом, который находился в реторте. М.В. Ломоносов сделал очень важный вывод. Если общая масса реторты до и после прокаливания не изменялась, значит, масса содержащегося в сосуде воздуха, уменьшилась на столько же, на сколько увеличилась масса металла (за счет
образования нового вещества на его поверхности).
Масса воздуха в реторте действительно уменьшалась, так как при ее вскрытии воздух «врывался» в реторту со свистом.
Таким образом, был сформулирован закон сохранения массы:
Рисунок 99. Опыт по подтверждению закона сохранения массы
Открытие закона сохранения массы нанесло серьезный удар ошибочной теории
флогистона, что способствовало дальнейшему бурному развитию химии. Из закона сохранения массы следует, что вещества не могут возникать из неоткуда, и превращаться в ничто. Вещества только превращаются друг в друга.
Например, при горении свечи, ее масса уменьшается. Можно предположить, что вещество, из которого изготовлена свеча, исчезает бесследно. На самом деле это не так. В данном случае не учтены все вещества, которые участвуют в химической реакции горения свечи.
Свеча горит из-за того, что в воздухе присутствует кислород. Следовательно, вещество, из которого изготовлена свеча – парафин, реагирует с кислородом. При этом образуется углекислый газ и пары воды – это продукты реакции. Если измерить массы продуктов реакции, углекислого газа и паров воды, то их масса будет равна массе парафина и кислорода, которые прореагировали. В данном случае продукты реакции просто нельзя увидеть.
В лаборатории доказать закон сохранения массы можно следующим образом. Необходимо поместить в колбу какое-либо вещество, способное реагировать с кислородом. Колбу герметично закрыть пробкой и
взвесить. Далее следует нагреть колбу. При нагревании вещество прореагирует с кислородом, содержащимся в воздухе. Когда колба остынет, снова ее взвесить. Масса колбы останется прежней.
Закон сохранения массы открыт М.В. Ломоносовым в 1748 году. В 1773 году, такие же результаты опытов, независимо от Ломоносова, получил французский химик Антуан Лоран Лавуазье.
Расчеты при помощи закона сохранения массы
Пользуясь законом сохранения массы, можно вычислить массу или одного из вступивших в реакцию веществ, или одного из полученных веществ, если известны массы всех остальных веществ.
При сгорании железа в кислороде, образуется так называемая железная окалина. Какова масса железной окалины, если в реакцию вступило 5,6 г железа и 3,2 г кислорода?
Из закона сохранения массы следует, что суммарная масса железа и кислорода (реагентов) равна массе железной окалины (продукта). Следовательно, масса железной окалины равна 5,6 г + 3,2 г = 8,8 г.
Рассмотрим другой пример. При пропускании электрического тока через воду, вода разлагается на простые вещества – водород и кислород. Какова масса кислорода, если из 12 г воды получено 1,3 г водорода?
Для наглядности составим схему протекающего процесса, массу кислорода обозначим как х грамм:
| электрический ток Вода → водород + кислород | ||
| 12 г | 1,3 г | х г |
Легко догадаться, что масса кислорода равна 12 г – 1,3 г = 10,7 г.
 |
Подведем итоги
Вопросы, упражнения и задачи
Сформулируйте закон сохранения массы вещества.
В реторту насыпали порошок алюминия, отверстие реторты герметично закрыли зажимом. Сосуд взвесили и сильно нагрели. Когда реторта остыла, ее вновь взвесили. Изменилась ли ее масса и почему? Затем открыли зажим. Изменилось ли положение чашек весов?
Какое значение имеет закон сохранения вещества?
Масса золы, полученной при сжигании дров, гораздо меньше массы исходных веществ. Объясните, не противоречит ли этот факт закону сохранения массы вещества.
Объясните, не противоречит ли закону сохранения массы веществ, тот факт, что масса проржавевшего ведра может оказаться больше, чем масса такого же нового ведра?
При взаимодействии 12 г угля с 32 г кислорода образовался углекислый газ (CO2). Определите его массу.
При взаимодействии 27 г алюминия с кислородом образовался оксид алюминия Al2O3 массой 51 г. Определите массу кислорода, вступившего в реакцию.
Сернистый газ (SO2) – газ с едким неприятным запахом, используется при дезинфекции зернохранилищ. Сера массой 64 г прореагировала с кислородом. При этом образовалось 128 г сернистого газа. Определите массу кислорода, который прореагировал с серой.
Можно ли при сжигании 100 кг угля получить углекислого газа больше, чем 100 кг? За счет чего масса углекислого газа больше массы использованного угля?
При сплавлении 5,6 г железа с 5,6 г серы образовался сульфид железа FeS массой 8,8 г. Не противоречит ли это закону сохранения массы?
Блокнот эрудита
50. АНТУАН ЛОРАН ЛАВУАЗЬЕ (1743–1794)
Антуан Лоран Лавуазье родился 26 августа 1743 г. в Париже в семье адвоката. Первоначальное образование он получил в колледже Мазарини, а в 1764 г. окончил юридический факультет Парижского университета. Уже во время обучения в университете Лавуазье помимо юриспруденции основательно занимался естественными и точными науками под руководством лучших парижских профессоров того времени. В 1764–1768 гг. слушал курс лекций профессора парижского Ботанического сада Г.Ф. Руэля.
Рисунок 100. Антуан
Лоран Лавуазье (1743–1794)
В 1765 г. Лавуазье представил работу на заданную Парижской академией наук тему – «О
лучшем способе освещать улицы большого города». При выполнении этой работы сказалась необыкновенная настойчивость Лавуазье в преследовании намеченной цели и точность в изысканиях – достоинства, которые составляют отличительную черту всех его работ. Например, чтобы увеличить чувствительность своего зрения к слабым изменениям силы света, Лавуазье провел шесть недель в тёмной комнате. Эта работа Лавуазье была удостоена академией золотой медали.
В период 1763–1767 гг. Лавуазье совершает ряд экскурсий с известнейшим геологом и минералогом Гэттаром, помогая последнему в составлении минералогической карты Франции. Уже эти первые работы Лавуазье открыли перед ним двери Парижской академии. 18 мая 1768 г. он был избран в академию адъюнктом по химии, в 1778 г. стал действительным членом академии, а с 1785 г. он состоял её директором.
В 1769 г. Лавуазье вступил в Компанию откупов – организацию из сорока крупных финансистов, в обмен на немедленное внесение в казну определённой суммы получавшей право собирать государственные косвенные налоги (на соль, табак и т.п.). Будучи откупщиком, Лавуазье нажил огромное состояние, часть которого потратил на научные исследования; однако именно участие в Компании
откупов стало одной из причин, по которой Лавуазье был в 1794 г. приговорён к смертной казни.
В 1775 г. Лавуазье становится директором Управления порохов и селитр. Благодаря энергии Лавуазье производство пороха во Франции к 1788 г. более чем удвоилось. Лавуазье организует экспедиции для отыскания селитряных месторождений, ведёт исследования, касающиеся очистки и анализа селитры; приёмы очистки селитры, разработанные Лавуазье и А. Боме, дошли и до нашего времени. Пороховым делом Лавуазье управлял до 1791 г. Он жил в пороховом Арсенале; здесь же помещалась и созданная им на собственные средства прекрасная химическая лаборатория, из которой вышли почти все химические работы, обессмертившие его имя. Лаборатория Лавуазье была одним из главных научных центров Парижа того времени.
В начале 1770-х гг. Лавуазье начинает систематические экспериментальные работы по изучению процессов горения, в результате которых приходит к выводу о несостоятельности теории флогистона. Получив в 1774 г. (вслед за К.В. Шееле и Дж. Пристли) кислород и сумев осознать значение этого открытия, Лавуазье создаёт кислородную теорию горения, которую излагает в 1777 г. В 1775–1777 гг. Лавуазье доказывает сложный состав воздуха, состоящего, по его мнению, из «чистого воздуха» (кислорода) и «удушливого воздуха» (азота). В 1781 г. совместно с математиком и химиком Ж. Б. Менье доказывает также и сложный состав воды, установив, что она состоит из кислорода и «горючего воздуха» (водорода). В 1785 г. они же синтезируют воду из водорода и кислорода.
Опираясь на свойства кислородных соединений, Лавуазье первый дал классификацию «простых тел», известных в то время в химической практике. Понятие Лавуазье об элементарных телах являлось чисто эмпирическим: элементарными Лавуазье считал те тела, которые не могли быть разложены на более простые составные части.
Основой его классификации химических веществ вместе с понятием о простых телах, служили понятия «окись», «кислота» и «соль». Окись по Лавуазье есть соединение металла с кислородом; кислота – соединение неметаллического тела (например, угля, серы, фосфора) с кислородом. Органические кислоты – уксусную, щавелевую, винную и др. – Лавуазье рассматривал как соединения с кислородом различных «радикалов». Это была первая классификация, давшая возможность с большой простотой обозреть целые ряды известных в то время в химии тел. Она дала Лавуазье возможность предугадать сложный состав таких тел как известь, барит, едкие щелочи, борная кислота и др., считавшихся до него телами элементарными.
В связи с отказом от флогистонной теории возникла необходимость в создании новой химической номенклатуры, в основу которой легла классификация, данная Лавуазье. Основные принципы новой номенклатуры Лавуазье разрабатывает в 1786–1787 гг. вместе с К.Л. Бертолле, Л.Б. Гитоном де Морво и А. Ф. Фуркруа. Новая номенклатура внесла большую простоту и ясность в химический язык, очистив его от сложных и запутанных терминов, которые были завещаны алхимией. С 1790 г. Лавуазье принимает участие также и в разработке рациональной системы мер и весов – метрической.
Предмет изучения Лавуазье составляли и тепловые явления, тесно связанные с процессом горения. Вместе с Лапласом Лавуазье даёт начало калориметрии. Они создают ледяной калориметр, с помощью которого измеряют теплоёмкости многих тел и теплоты, освобождающиеся при различных химических превращениях. Лавуазье и Лаплас в 1780 г. устанавливают основной принцип термохимии, сформулированный ими в следующей форме: «Всякие тепловые изменения, которые испытывает какая-нибудь материальная система, переменяя свое состояние, происходят в порядке обратном, когда система вновь возвращается в свое первоначальное состояние».
В 1789 г. Лавуазье опубликовал учебник «Элементарный курс химии», целиком основанный на кислородной теории горения и новой номенклатуре, который стал первым учебником новой химии. Поскольку в этом же году началась французская революция, переворот, совершённый в химии трудами Лавуазье, принято называть «химической революцией».
Творец химической революции, Лавуазье стал, однако, жертвой революции социальной. В конце ноября 1793 г. бывшие участники откупа были арестованы и преданы суду революционного трибунала. Ни петиция от «Совещательного бюро искусств и ремесел», ни всем известные заслуги перед Францией, ни научная слава не спасли Лавуазье от смерти. «Республика не нуждается в учёных», заявил председатель, трибунала Коффиналь в ответ на петицию бюро. Лавуазье был обвинён в участии «в заговоре с врагами Франции против французского народа, имевшем целью похитить у нации огромные суммы, необходимые для войны с деспотами», и присуждён к смерти. «Палачу довольно было мгновения, чтобы отрубить эту голову» – сказал известный математик Лагранж по поводу казни Лавуазье, – «но будет мало столетия, чтобы дать другую такую же...». В 1796 г. Лавуазье был посмертно реабилитирован.
51. Существует ли закон сохранения массы?
Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы – закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. Энергия – это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не производится и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в другую. Например, энергия электромагнитного излучения, действующего на молекулу, может переходить в энергию вращательного движения молекулы или поступательного движения атомов; напротив, энергия химического взаимодействия может переходить в энергию излучения.
Закон сохранения энергии как философский принцип не выводится из более общих постулатов. С физической точки зрения, закон сохранения энергии является следствием однородности времени, т.е. того факта, что законы природы со временем не меняются. Нарушения закона сохранения энергии возможны при некоторых физических процессах (рождение виртуальных частиц в вакууме), однако длительность таких процессов очень мала, и нарушение закона сохранения энергии не может быть зарегистрирована экспериментально,
