Закон ломоносова сохранения энергии: Основные законы химии, подготовка к ЕГЭ по химии

Содержание

Основные законы химии, подготовка к ЕГЭ по химии

Законов в химии большое множество. В этой статье собраны и объяснены наиболее важные, для того, чтобы вы понимали основы химии и могли успешно решать задачи.

Вы увидите множество примеров по ходу данной статьи, обратите внимание на то, что все реакции уравнены. Это необходимое условие для решения задач.

Закон сохранения массы веществ

Гласит о том, что масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Бесспорно, данный закон служит фундаментом решения любой химической задачи.

Массы исходных веществ и продуктов всегда будут одинаковы. Если в результате реакции образуется газ, вы можете найти количества вещества газа и посчитать его массу. Этот закон не имеет исключений.

Объем газа легко перевести в массу, например, найдем массу 32 литров кислорода:

ν (O₂) = V(O₂) : V_M = 32 литра : 22. 4 литра/моль = 1.43 моль

m (O₂) = ν(O₂) × M(O₂) = 1.43 моль × 32 грамм/моль = 45.76 грамм

Очевидно, что выделение газа не нарушает закон сохранения масс, напротив — является его подтверждением. Моль в химии — замечательный посредник, который помогает переводить литры в граммы, или наоборот.

Иногда, только вспомнив про закон сохранения масс, вы можете найти массу нужного вещества для решения задачи. Представим такое задание:

Неизвестное вещество массой 124 грамма полностью прореагировало с водой, при этом образовалась соль массой 140 грамм и спирт массой 30 грамм. … здесь много-много текста… Найдите неизвестное вещество.

Это сильно сокращенный пример задания 🙂 Решение это задачи основано на законе сохранения масс. Нам известно все необходимое, чтобы посчитать массу воды.

Посчитав массу воды, в дальнейшем мы найдем количество вещества воды и сможем перейти к остальным веществам в задачке (не пытайтесь ее решить до конца, она составлена мной для примера экспромтом :)

Мне доводилось видеть, как в сложных задачках ученики забывали об этом законе, ведь он кажется таким очевидным и простым. Не забывайте про него, будьте уверены — он вам пригодится ;-)

Закон объемных отношений газов

Установлен Ж. Л. Гей-Люссаком в 1808 году. Закон гласит о том, что при постоянном давлении и температуре объемы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции, то есть отношение объемов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел.

Попытаемся быть чуть проще в трактовке закона, его суть в том, что объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу как стехиометрические коэффициенты (простые числа).

Наглядно посмотрим на примеры, которые демонстрируют данный закон:

Объемы газов могут быть не равны между собой, как в реакции выше: 3 газа слева и 2 газа справа. Не существует «закона равности объемов газов», существует только закон сохранения массы, который не противоречит разности объемов газов, наоборот только подтверждает ее, так как данный закон выполняется.

Самостоятельно посчитайте, какое количество аммиака может образоваться при участии 15 литров азота в реакции: N₂ + 3H₂ = 2NH₃. Решение найдете ниже.

Иногда газов в реакции бывает избыточно, и не все они реагирую полностью. Представим следующую задачу: в синтезе аммиака участвовало 10 литров водорода и 20 литров азота. Найдите объем образующегося аммиака и избыток газа, который не вступит в реакцию.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к

Беллевичу Юрию.

Курс термодинамики (Микрюков В.Е.)

Микрюков В.Е. Курс термодинамики. Изд-во ГУПИМП РСФСР. 3-е изд. М. 1960. — 236 с.

Настоящее третье издание книги в основном содержит материал второго издания.

В третьем издании в девятой главе добавлены пять новых параграфов: стандартные таблицы термодинамических функций, вычисление стандартных величин при изменении температуры и давления, применение стандартных таблиц, вычисление стандартных величин — и добавлен ряд новых задач.

ВВЕДЕНИЕ
ГЛАВА ПЕРВАЯ. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
1. Макроскопическая система
2. Состояние макроскопической система
3. Термодинамический процесс
4. Равновесное состояние
5. Функция состояния
6. Закон сохранения и превращения энергии
7. Внутренняя энергия системы
8. Количество теплоты
9. Температура
10. Работа
11. Условие полного дифференциала
ГЛАВА ВТОРАЯ. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
1. Внутренняя энергия как функция состояния системы
2. Аддитивность внутренней энергии
3. Количественная формулировка первого закона для различных термодинамических систем
4. Определение теплоемкости

Применение первого закона термодинамики к некоторым простейшим процессам
6. Идеальный газ
7. Уравнение Майера для идеального газа
8. Адиабатный процесс
9. Уравнение адиабаты для идеального газа
10. Политропические процессы
11. Уравнение адиабаты для общего случая
12. Связь между модулями упругости и отношением теплоемкостей …
13. Связь отношения теплоемкостей со скоростью звука
14. Теплота процесса
15. Закон Гесса
16. Уравнение Кирхгофа
ГЛАВА ТРЕТЬЯ. ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
1. Необратимые процессы
2. Равновесные (обратимые) процессы
3. Значение равновесных (обратимых) процессов
4. Формулировка Клаузиуса
5. Формулировка Томсона
6. Циклы
7. Обратимый цикл Карно
8. Обратимый цикл Карно с идеальным газом
9. Эквивалентность формулировок Клаузиуса и Томсона
10. Теорема Карно
11. Количественная формулировка второго закона

12. Зависимость электродвижущей силы гальванического элемента от температуры
13.

Температурная шкала
14. Разнообразие шкал
15. Температурная шкала идеального газа
16. Абсолютная газовая шкала температур
17. Абсолютная термодинамическая температура
18. Тождество шкалы идеального газа и газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, с термодинамической шкалой
19. Обобщение количественной формулировки второго закона термодинамики
20. Свойства энтропии
21. Аксиоматика второго закона термодинамики для равновесных (обратимых) процессов
22. Статистический характер второго закона термодинамики
ГЛАВА ЧЕТВЕРТАЯ. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ФУНКЦИИ
2. Внутренняя энергия
3. Энтальпия
4. Свободная энергия
5. Термодинамический потенциал
ГЛАВА ПЯТАЯ. РЕШЕНИЕ КОНКРЕТНЫХ ЗАДАЧ С ПОМОЩЬЮ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ ФУНКЦИЙ
1. Вычисление энтропии при изменении агрегатного состояния при изотермическом процессе
2. Уравнение Клапейрона — Клаузиуса
3. Зависимость поверхностного натяжения от температуры
4. Энтропия как функция Т и x
5.

Энтропия как функция T и Y
6. Энтропия как функция x и Y
7. Вычисление Cy-Cx
8. Связь теплоемкостей со скоростью звука
9. Зависимость Cv от объема
10. Зависимость Ср от давления
11. Изменение температуры в адиабатных системах
12. Уравнение адиабаты для газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса
13. Уравнение Гиббса — Гельмгольца
14. Уравнение максимальной работы
15. Поверхностная энергия чистой жидкости
16. Возрастание энтропии при расширении газа в пустоту
17. Явление Джоуля — Томсона (дроссельный эффект)
18. Изотермическое дросселирование
19. Методы определения дифференциального и интегрального адиабатного дроссельного эффекта

20. Задачи
ГЛАВА ШЕСТАЯ. ТЕРМОДИНАМИКА ИЗЛУЧЕНИЯ
1. Тепловое излучение
2. Закон Кирхгофа
3. Световое давление
4. Закон Стефана — Больцмана
5. Формула и закон смещения Вина
ГЛАВА СЕДЬМАЯ. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ УЧЕНИЕ О РАВНОВЕСИИ
2. Гетерогенная и гомогенная системы
3.

Компоненты
4. Необратимые процессы и общие условия равновесия
5. Химический потенциал
6. Идеальные газовые смеси
7. Свободная энергия системы идеальных газов до смешения
8. Свободная энергия идеальных газов после смешения
9. Химический потенциал компонента идеального газа
10. Термодинамический вывод закона действующих масс
11. Термодинамический вывод уравнения работы химической реакции
12. Зависимость константы равновесия от температуры
13. Зависимость константы равновесия Ky от давления
14. Условие равновесия в гетерогенной системе
14. Правило фаз
ГЛАВА ВОСЬМАЯ. ФАЗОВЫЕ ПРЕВРАЩЕНИЯ
1. Фазовые превращения в однокомпонентных системах
2. Фазовые превращения первого рода
3. Общее уравнение равновесия двух фаз однокомпонентной системы
4. Фазовые превращения второго рода
5. Термодинамическая теория фазовых превращений второго рода
6. Фазовые превращения в однокомпонентной системе жидкость — пар
7. Термодинамическое условие равновесия системы жидкость — пар в критическом состоянии
8.

Определение … из уравнения Ван-дер-Ваальса
9. Сверхпроводящее состояние металлов
10. Фазовые превращения в однокомпонентной гетерогенной системе. Нормальное — сверхпроводящее состояние металлов
11. Бинарные системы
12. О взаимной растворимости жидкостей
13. Твердые растворы
14. Уравнение Ван-дер-Ваальса для бинарных смесей
15. Разбавленные растворы
16. Растворимость газа в жидкости
17. Первый закон Д. П. Коновалова
18. Второй закон Д. П. Коновалова
19. Температура кипения раствора и дистилляция двойных смесей
ГЛАВА ДЕВЯТАЯ. НИЗКИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ
1. Получение низких температур, их значение для техники и научных исследований
2. Каскадный метод
3. Метод дросселирования
4. Получение низких температур при расширении сжатого газа с отдачей внешней работы
5. Охлаждение методом адиабатного размагничивания
6. Теория обратимого адиабатного изменения магнитного состояния парамагнитного тела
7. Тепловая теорема Нернста
8.

О третьем законе термодинамики
9. Свойства вещества вблизи абсолютного нуля
10. Стандартные таблицы термодинамических функций
11. Вычисление стандартных величин при изменении температуры
12. Вычисление стандартных величин при изменении давления
13. Применение стандартных таблиц
14. Вычисление стандартных величин
15. Задачи для всех разделов курса

Химические реакции — Ферровиальные

Химические реакции — это термодинамические процессы, которые трансформируют материю . В этом процессе два или более химических вещества, также называемых реактивными веществами, изменяют свою молекулярную структуру и химические связи для потребления или высвобождения энергии. Таким образом, им удается создать новых химических структуры, отличных от исходных; они называются продукты .

Эти процессы могут происходить естественно и спонтанно в природе, и они могут быть вызваны вмешательством человека в контролируемой среде, такой как лаборатория.

Химические реакции выражаются с помощью химических уравнений , которые представляют собой формулы, описывающие задействованные реагенты, а также полученный результат или продукт. Эти уравнения также обычно описывают условия, при которых протекает химическая реакция – то есть при наличии тепла, света и т.п.

Какие понятия связаны с химическими реакциями?

Материя: все, что занимает место, имеет массу, форму, вес и объем и поэтому воспринимаемо.
Атомы: наименьшая единица материи, обладающая характеристиками химического элемента.
Химический элемент: тип материи, состоящий из атомов одного и того же вида.
Молекула: группа одинаковых или разных атомов, удерживаемых вместе. Когда они разделены, это влияет или разрушает свойства вещества.
Связь: устанавливает взаимодействие между атомами и молекулами.
Химическое соединение: вещество, состоящее из комбинации двух или более элементов периодической таблицы.
Химическое вещество: вещество с определенным химическим составом; результат соединения двух химических элементов, состоящий из молекул и атомов. Его элементы не могут быть разделены никакими физическими средствами.
Продукты: вещества, образующиеся в результате химической реакции и выполняющие определенную функцию. Они состоят из одного или нескольких химических соединений.

Каковы характеристики химических реакций?

В химической реакции атома не изменяются ; как меняются связи между ними.
Большинство химических реакций протекают в водных растворах.
Могут быть двусторонними , если продукты снова становятся реагентами, или необратимыми , когда продукты не становятся снова реагентами, которые их породили.
Реакции могут быть простыми , когда они требуют одной стадии для превращения реагентов в продукты, или сложными , когда между реагентами и продуктом есть несколько стадий; в последнем случае также могут образовываться промежуточные соединения.

Как происходит химическая реакция?

Химическая реакция происходит, когда движущиеся молекулы сталкиваются друг с другом, разрывая их связи и вызывая обмен атомами , в результате чего образуются новые продукты. Другим путем может происходить химическая реакция через вибрации веществ ; когда они делают это с достаточной энергией, их можно разбить на более мелкие молекулы.

Чем объясняется закон сохранения материи?

Закон сохранения материи равен является фундаментальным во всех естественных науках, но особенно в химии. В нем говорится, что в любой химической реакции сохраняется масса. Это означает, что расходуемое в процессе вещество равно массе образовавшихся продуктов.

Подход утверждает следующее: в изолированной системе при любой обычной химической реакции общая масса в системе остается постоянной, т. е. масса израсходованных реагентов равна массе полученных продуктов .

Этот закон первоначально был предложен русским ученым Михаилом Ломоносовым в 1748 году. Лишь 40 лет спустя он был действительно разработан французским химиком Антуаном-Лораном де Лавуазье . Поэтому закон еще называют Законом Ломоносова-Лавуазье . Короче говоря, хотя масса не может быть создана или уничтожена, ее можно трансформировать, так же как сущности, связанные с ней, могут менять форму.

Какие виды химических реакций существуют?

Реакция синтеза (сочетание): когда два или более реагента объединяются с образованием более сложного продукта.
Реакция замещения, замещения или обмена: в этом типе реакции элементы соединений заменяются для создания новых. Они могут быть простыми, когда один элемент вытесняет другой, или двойным, когда элементы меняются местами.
Реакции разложения: когда химическое соединение делится на более простые вещества. Эти типы реакций противоположны реакциям синтеза.
Окислительно-восстановительные реакции: когда происходит перенос или обмен электрона. В то время как одно соединение теряет электроны (окисляется), другое их приобретает (восстанавливает).
Кислотно-основные реакции: в этом типе реакции основное вещество нейтрализуется кислым, в результате получается нейтральное соединение и вода.
Реакции горения: это сходные окислительно-восстановительные реакции, хотя они отличаются тем, что окисление происходит быстро при горении. Для этого горючий материал соединяется с кислородом и выделяет энергию.
Экзотермические и эндотермические реакции: первые выделяют тепло в результате реакционного процесса, а вторые требуют его.
Внутрисветовые и экзосветовые реакции : для возникновения первых требуется свет; последние излучают свет.
Экзоэлектрические и эндоэлектрические реакции : первые передают электрическую энергию наружу, а вторые требуют ее.

Загрузите здесь PDF-файл со всем содержанием химии.

Закон сохранения материи

Закон сохранения материи является фундаментальным законом в науке. Он также известен как закон сохранения массы. Последний используется в физике, а первый — в химии. Это один из законов химических соединений в химии. Закон имеет огромное применение в химии, физике и технике. В закрытой системе обмен веществом ограничен за ее пределами. Таким образом, не имеет значения вход в систему или выход из системы. Таким образом, поток вещества в систему и из нее равен нулю. Эти утверждения верны только для закрытой системы без ядерных изменений. Мы можем применить закон к системам, которые подвергаются физическим и химическим изменениям, а не к ядерным изменениям. Это будет лучше понято по мере прочтения статьи.

Принцип

Закон гласит, что материя не создается и не уничтожается в изолированной системе. Другими словами, количество материи сохраняется в изолированной системе с течением времени. Математически этот закон можно выразить так:

История

Истоки идеи сохранения массы восходят к древнегреческой философии в 4 веке до нашей эры. Также подобная идея существовала в древней джайнской философии. Персидский философ Насир ад-Дин Туси предложил ту же идею, что материя всегда сохраняется. Идея сохранения материи привлекла внимание в 1899 г.0187-й -й век, когда русский ученый Михаил Ломоносов продемонстрировал закон сохранения материи в своих химических экспериментах. Несколько лет спустя закон снова был раскрыт французским химиком Антуаном Лавуазье. Он провел серию химических экспериментов и в 1773 году пришел к выводу, что вещество сохраняется в химической реакции. Лавуазье изучал реакции горения и заметил, что масса реакционной смеси не изменилась до и после реакции. Это означает, что материя не создается и не разрушается в результате химической реакции.

Физическое изменение

Физическое изменение — это изменение, при котором химические свойства вещества не изменяются. Примерами физических изменений являются таяние льда, кипение воды, рубка дров, сушка мокрой ткани. Закон сохранения применим в замкнутой системе с физическим изменением. Рассмотрим пример таяния льда. При таянии 100 г кубиков льда они превращаются в 100 г жидкой воды. Количество материи до физического изменения составляет 100 г, что равно изменению количества материи после физического изменения.

Рисунок 1: Таяние льда – это физическое изменение. Количество кубиков льда равно количеству жидкой воды.

Химическое изменение

Химическое изменение — это изменение, при котором первоначальная химическая идентичность вещества навсегда утрачивается. Примерами химических изменений являются ржавление железа, сжигание бензина, сжигание дерева, фотосинтез. Химические изменения есть не что иное, как химические реакции. Закон сохранения материи применим к химическим превращениям. В химии этот принцип широко используется, в частности, для уравновешивания химических реакций, определения количества реагента, необходимого для образования желаемого количества продукта.

Согласно закону, для любой химической реакции количество реагента в начале должно равняться количеству продукта в конце. Таким образом, сумма масс реагентов равна сумме продуктов в конце.

В приведенном выше уравнении мы предполагаем полное потребление реагентов.

Рассмотрим пример фотосинтеза. Это химическая реакция, при которой углекислый газ, присутствующий в атмосфере, вступает в реакцию с молекулами воды, поглощаемыми растением из почвы. Основным продуктом этой реакции является сахар (глюкоза), при этом также выделяется газообразный кислород. На рисунке ниже показано то же самое.

Рисунок 2: При фотосинтезе углекислый газ реагирует с водой с образованием сахара (глюкозы) и кислорода.

В приведенной выше стехиометрически сбалансированной реакции 6 молекул CO ₂ и 6 молекул H ₂ O реагируют с образованием 1 молекулы C ₆ H ₁₂ O ₆ и 6 молекул O 2 _{0 8 .}

Из закона сохранения вещества,

Следовательно, количество вещества в реакции сохраняется.

Рассмотрим еще один пример: сжигание метана (CH ₄). Химическая реакция выглядит следующим образом:

Из приведенной выше реакции 16 г метана реагирует с 64 г кислорода с образованием 44 г диоксида углерода и 36 г воды.

Применение закона сохранения,

Опять же, мы видим, что закон сохранения выполняется.

Гидромеханика

Закон сохранения материи также используется в гидромеханике, но по-другому проявляется в виде уравнения неразрывности. Уравнение неразрывности выводится с использованием принципов закона сохранения массы. Есть инженерные приложения.

где:
ρ — плотность,
t — время,
∇ — дивергенция,
v — поле скоростей.

Ограничения

Закон не применяется к открытой системе.
Закон не действует, когда в системе происходят ядерные изменения.
No related posts.