Заключение к главе «Законы сохранения массы и энергии»

Заключение к главе «Законы сохранения массы и энергии» является неотъемлемой частью курса «Химия для чайников» и представляет собой краткие выводы, содержащиеся в уроках данной главы. Весь материал из заключения призван объединить в целое все те знания, которые вы получили в ходе изучения уроков данной главы, кроме того это поможет вам лучше все запомнить.

Для химика закон сохранения массы означает сохранение полного числа атомов каждого типа в химической реакции. В продуктах реакции должно содержаться точно столько же атомов каждого типа, сколько их имеется в реагентах. Химик подсчитывает молекулы, определяя массу вещества путем его взвешивания, а затем переводит массу вещества (в граммах) в соответствующее число молей. Моль любого вещества содержит всегда одно и то же количество частиц, N_A=6,022·10²³ (число Авогадро). Масса этого числа частиц, выраженная в граммах, численно совпадает с молекулярной массой вещества, выраженной в атомных единицах массы. Чтобы определить число молей вещества в его образце, следует разделить массу образца в граммах на молекулярную массу вещества в граммах на моль.

Элементный анализ вещества позволяет определить его относительный весовой (массовый) состав в процентах, т.е. число граммов каждого входящего элемента в 100 г анализируемого вещества. Разделив полученные массы каждого элемента на их атомные массы, находим набор чисел, дающий относительный атомный состав вещества, т.е указывающий относительное количество атомов каждого типа в этом веществе. Простейшая химическая формула, указывающая относительное число атомов каждого типа в веществе при помощи целых чисел, не имеющих общего кратного, называется его эмпирической формулой. Истинная молекулярная формула и молекулярная масса могут совпадать с эмпирической формулой и формульной массой вещества, но могут быть кратными им. Например, если вещество имеет эмпирическую формулу CH, то его молекулярная формула может представлять собой бензол С₆H₆, ацетилен C₂H₂, CH (если бы такое вещество существовало) или любое другое соединение, в состав которого входит углерод и водород в соотношении 1:1. Элементный анализ сам по себе недостаточен для определения истинной молекулярной формулы вещества, но если из других физических измерений известно хотя бы приблизительное значение его молекулярной массы, то это значение можно использовать для выбора правильного кратного эмпирической формулы в качестве истинной молекулярной формулы.

Химическое уравнение называется полным, если в нем указаны правильные молекулярные формулы каждого реагента и продукта и если суммарное число атомов каждого сорта (типа) в левой части уравнения точно совпадает с суммарным числом атомов этого типа в правой части уравнения. Коэффициенты при реагентах и продуктах не обязательно должны быть целочисленные, но иногда это оказывается удобным. Если все коэффициенты в обоих частях полного химического уравнения умножить или разделить на одинаковое число, уравнение не нарушится.

Полное химическое уравнение указывает относительное количество реагентов и продуктов, участвующих в реакции. На атомном уровне оно указывает относительное количество атомов и молекул, принимающих участие в реакции. Однако оно не дает никаких сведений о механизме протекания реакции. Реакция может осуществляться в одну или несколько последовательно протекающих стадий, но и в том и в другом случае она описывается одинаковым общим химическим уравнением. Основываясь на полном химическом уравнении, можно рассчитать правильные относительные количества реагентов, предсказать количество образующихся продуктов, если реакция будет полностью завершена, а также решить, какой из реагентов имеется в избытке перед началом реакции.

Химические реакции особенно удобно проводить в растворах, поскольку жидкости легко поддаются количественным измерениям, с ними удобно обращаться и их можно быстро смешивать. Молярная концентрация С_м, или молярность реагента или продукта представляет собой число молей этого вещества, содержащееся в литре раствора. В отличие от этого моляльностью m раствора называется число молей вещества, приходящееся на килограмм растворителя. Если растворителем является вода, то поскольку ее плотность равна 1 г/мл, моляльность раствора соответствует числу молей растворенного вещества на литр растворителя, но и при таком определении моляльность отличается от молярности, поскольку при смешении растворителя с растворяемым веществом результирующий объем полученного раствора, как правило, несколько отличается от первоначального объема растворителя. Для сильно разбавленных растворов это увеличение объема при растворении становится пренебрежимо малым, и поэтому молярность и моляльность разбавленных водных растворов становятся практически эквивалентными. При вычислении концентрации получаемых растворов следует помнить, что добавление растворителя не изменяет числа молей растворенного вещества, т.е.

Число молей растворенного вещества = C_M·V = const

Согласно классическому определению, кислота представляет собой вещество, которое при добавлении к воде повышает в ней концентрацию ионов водорода [H⁺], а основание — вещество, повышающее в воде концентрацию гидроксидных ионов [OH^—]. 1 моль различных кислот может высвобождать при полной диссоциации 1, 2 или 3 моля ионов H+. Грамм-эквивалент кислоты называется такое ее количество в граммах, которое способно при полной диссоциации высвободить 1 моль протонов (ионов H⁺), поэтому грамм-эквивалент такой кислоты, как H₃PO₄, равен одной трети ее молекулярной массы. Точно так же если какое либо основание способно высвобождать при полной диссоциации в растворе 2 моля ионов OH^—, как, например Ca(OH)₂, то грамм-эквивалент такого основания равен половине его молекулярной массы.

Хотя всякая кислота в принципе способна давать 1 или больше молей ионов H⁺ на моль этой кислоты, на самом деле степень ее диссоциации может оказаться меньшей, если она сильно удерживает свои ионы водорода. Кислоты, неспособные к полной диссоциации в воде, называются слабыми кислотами, а полностью диссоциирующие в воде — сильными кислотами. Но определение грамм-эквивалента кислоты не зависит от степени ее диссоциации. Несмотря на то, что угольная кислота H₂CO₃ лишь частично диссоциирует в чистой воде, ее грамм-эквивалент все равно составляет половину ее молекулярной массы. Если часть ионов H⁺, образуемых в воде угольной кислотой, соединится с ионами OH^— добавленного в раствор основания, произойдет дальнейшая диссоциация угольной кислоты с высвобождением новых ионов H⁺, и так будет продолжаться до тех пор, пока в растворе останутся только ионы CO₃^2-.

Реакция между ионами H+, выделяющимися при диссоциации кислоты, и ионами OH-, образованными основанием, называется нейтрализацией:

H⁺ + OH^— → H₂O

В таких реакциях один эквивалент, т.е. грамм-эквивалентное количество, кислоты всегда нейтрализуется одним эквивалентом основания. Поэтому количество кислоты в анализируемом образце можно определить, измерив количество раствора основания с известной концентрацией, которое требуется для полной нейтрализации кислоты. Такой способ называется титрованием и широко используется в химической практике. Нормальностью N раствора кислоты или основания называется число их эквивалентов в 1 л раствора. Для раствора кислоты, способной при полной диссоциации высвобождать 3 протона на молекулу, нормальность втрое превышает молярность, поскольку грамм-эквивалент такой кислоты равен лишь одной трети ее молекулярной массы. Произведение нормальности N раствора кислоты или основания на объем раствора V равно числу эквивалентов соответствующего вещества, и поэтому при нейтрализации кислоты основанием в конечной точке титрования эти произведения должны совпадать:

N_A·V_A = N_B·V_B

Теплота, выделяемая при проведении химической реакции при постоянном объеме, является мерой уменьшения энергии E реагирующей системы веществ. Если реакция проводится не при постоянном объеме, а при постоянном давлении, то выделяемая в результате ее протекания теплота соответствует уменьшению несколько иного свойства — энтальпии H. Если при протекании реакции происходит выделение тепла, то изменение энтальпии ΔH считается отрицательным, а реакция называется экзотермической. Если при протекании реакции тепло поглощается, то ΔH считается положительным, а реакция называется эндотермической.

Теплота и работа представляют собой различные формы энергии, но измеряются в Джоулях [Дж]. Широко распространенная в прошлом единица измерения тепла — калория (кал) — приблизительно в четыре раза больше джоуля (точнее, 1 кал = 4,184 Дж).

Первый закон термодинамики утверждает, что при переходе из одного состояния в другое изменение энергии или энтальпии зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, теплота химической реакции не зависит от того, в одну или несколько стадий проводится эта реакция, а определяется лишь исходным состоянием реагентов и конечным состоянием продуктов. Это означает аддитивность теплот реакций: если реакция A плюс реакция B дают реакцию C, то теплота реакции C может быть получена суммированием теплот реакции A и B. Указанное свойство аддитивности теплот реакций создает большую экономию времени и сил при нахождении теплот реакций: достаточно измерить только тепловые эффекты (изменение энтальпии) ограниченного набора реакций, из которых можно скомбинировать все остальные реакции. В качестве такого набора выбирают реакции образования всех соединений из образующих их элементов, находящихся в стандартном состоянии. Стандартным состоянием жидкого или кристаллического вещества принято считать его наиболее распространенную форму при температуре 298 К и внешнем давлении 1 атм. Аналогичное определение применяется и в отношении газов, но для них стандартное состояние соответствует парциальному давлению в 1 атм. Стандартные теплоты образования соединений из образующих их элементов приведены в табличной форме в уроке 21 «Теплота образования» для большого числа веществ.

Теплоту реакции, описываемой полным химическим уравнением, можно вычислить как разность между суммой теплот образования всех ее продуктов и суммой теплот образования всех реагентов. Разумеется, при этом следует внимательно следить за тем, чтобы каждая теплота образования была умножена на коэффициент при формуле соответствующего вещества в полном уравнении реакции и имела правильный знак.

Прочитав заключение к главе «Законы сохранения массы и энергии», вы полностью изучили второй раздел, который безусловно был гораздо сложнее предыдущего. Надеюсь, что вы открыли для себя много нового и занимательного. Если стремление к изучению курса «Химия для чайников» стало еще больше, то незамедлительно переходите к третьему разделу под названием «Законы газового состояния».