Химия · Химические реакции · 7 класс

Уравнения реакций

Что покажут весы, если железо сгорит в закрытой колбе? Куда деваются атомы?

Ситуация

В кабинете химии на весах стоит стеклянный колпак, внутри — стальная вата. Учитель поджёг её электрической спиралью: вата раскалилась и превратилась в тёмный порошок, а показания весов не изменились ни на миллиграмм. Когда открыли кран колпака, весы стали тяжелее. А свеча, горящая на открытом блюдце, наоборот, становится легче. Откуда приходит вещество, куда оно уходит и как записать реакцию, если атомы не исчезают?

Тема

Уравнения химических реакций и закон сохранения массы. Закрытая колба на весах: даже если внутри сгорает железный порошок, масса не меняется — атомы не исчезают, а лишь перегруппировываются

Ключевые понятия

Сохранение массы
Коэффициенты
Типы реакций

Формулы

\sum m (реагентов) = \sum m (продуктов)

Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ.

2 H_{2} + O_{2} \overset{}{\to} 2 H_{2} O

Уравнение реакции: коэффициенты обеспечивают равенство числа атомов каждого элемента слева и справа.

3 Fe + 2 O_{2} \overset{}{\to} Fe_{3} O_{4}

При горении железа в кислороде образуется железная окалина (Fe₃O₄) — масса растёт.

V (H_{2}) : V (O_{2}) : V (H_{2} O) = 2 : 1 : 2

Закон объёмных отношений: объёмы реагирующих газов при одинаковых условиях относятся как небольшие целые числа — как коэффициенты уравнения.

\begin{matrix} A + B \to A B & A B \to A + B \\ A + B C \to A C + B & A B + C D \to A D + C B \end{matrix}

Типы реакций: соединение, разложение, замещение, обмен.

Теория

Закон сохранения массы

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ. Причина: в реакции атомы не исчезают и не появляются заново — они лишь перегруппировываются. В 1673 году Р. Бойль нагрел свинец в запаянной реторте, а взвешивал сосуд после того, как открыл его; рост массы он объяснил «частицами огня». М. В. Ломоносов в 1756 году повторил опыт, не вскрывая сосуда: масса не изменилась; он писал, что металл тяжелеет только при доступе воздуха (тогда эти результаты не были опубликованы). А. Лавуазье в 1770-х годах сжёг олово в закрытом сосуде и показал, что на сколько металл потяжелел, на столько же стал легче воздух в сосуде, а закон чётко сформулировал в своём учебнике 1789 года. В открытом сосуде результат выглядит иначе: при горении металла масса растёт (присоединяется кислород воздуха), а при горении свечи или дерева — уменьшается (CO₂ и водяной пар улетучиваются).

Уравнение химической реакции

Слева в уравнении — реагенты, справа — продукты, посередине стрелка. Число перед формулой — коэффициент (сколько молекул или формульных единиц); индексы в формуле менять нельзя, иначе получится другое вещество (H₂O ≠ H₂O₂). Порядок уравнивания: 1) сосчитайте атомы каждого элемента слева и справа; 2) начинайте с более сложного вещества; 3) кислород и водород уравнивайте в последнюю очередь; 4) если получилась дробь, умножьте все коэффициенты на 2; 5) коэффициенты должны быть наименьшими целыми числами. Например: C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O — C: 3 = 3, H: 8 = 4 · 2, O: 5 · 2 = 3 · 2 + 4. В уравненном уравнении равны и массы левой и правой частей — чашечные весы на сцене приходят в равновесие.

Типы реакций

Соединение — из двух или нескольких веществ образуется одно: 2Mg + O₂ → 2MgO. Разложение — из одного вещества получается несколько: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑ (MnO₂ — катализатор, сам не расходуется). Замещение — атомы простого вещества замещают один из атомов сложного вещества: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. Обмен — два сложных вещества обмениваются составными частями: CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄. О том, что реакция идёт, говорят признаки: выделение газа, выпадение осадка, изменение цвета, выделение теплоты и света.

Первые химические законы

Постоянство состава (Ж. Пруст, конец XVIII века): чистое вещество, как бы его ни получали, имеет один и тот же состав — в любой чистой воде массовая доля водорода 11,19 %. Кратные отношения (Дж. Дальтон, 1803): если два элемента образуют несколько соединений, массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся как небольшие целые числа — в оксидах азота на 14 г азота приходится 8, 16, 24, 32 и 40 г кислорода (1 : 2 : 3 : 4 : 5). Объёмные отношения (Ж. Гей-Люссак, 1808): объёмы реагирующих и образующихся газов относятся как небольшие целые числа: 1 объём H₂ + 1 объём Cl₂ → 2 объёма HCl. Это объяснил в 1811 году А. Авогадро: в равных объёмах число молекул одинаково, значит, отношение объёмов равно отношению коэффициентов. Подробнее — в эксперименте «Моль, молярная масса и объём».

Ломоносов и химическая лаборатория

М. В. Ломоносов (1711–1765) построил в Петербургской академии наук первую в России научную химическую лабораторию (начала работу в 1748 году): в ней проводили практические опыты со стеклом, красками и минеральными веществами, а основным методом было точное взвешивание. В письме Л. Эйлеру в 1748 году он изложил общую идею сохранения: «сколько веществ убавится у одного тела, столько прибавится к другому». Поскольку он стремился связать химию с физикой и математикой, его считают одним из первых сторонников идеи физической химии.

Безопасность и модель

Безопасность: раскалённая стальная вата и свеча горячие — работайте на негорючих подставках; не смотрите прямо на пламя магния — оно очень яркое; NaOH — щёлочь, надевайте защитные очки, при попадании в глаза промойте большим количеством воды; соли меди ядовиты — не пробуйте на вкус; смесь водорода и хлора взрывается на свету — такие опыты показывает только учитель. Модель: колпак герметичен, воздух при 20 °C и 101,3 кПа; стальная вата полностью превращается в Fe₃O₄ (на самом деле получается смесь оксидов железа); парафин принят за C₂₅H₅₂; свеча под колпаком гаснет, когда кислорода остаётся ≈ 16 %; типы реакций показаны ускоренно; синтез аммиака принят протекающим до конца (на самом деле реакция обратимая); объёмы сравниваются при одинаковых температуре и давлении.

Знаете ли вы?

М. В. Ломоносов в 1756 году нагрел металл в запаянном сосуде и показал, что масса не меняется, пока сосуд не открыт, но эти результаты в то время не были опубликованы.
А. Лавуазье в «Начальном курсе химии» 1789 года сформулировал закон сохранения массы и привёл список из 33 «простых веществ» — среди них были свет и «вещество теплоты» (теплород).

Что внутри эксперимента

Эксперимент начинается с жизненной ситуации: вы предсказываете результат, меняете параметры, проводите опыт и делаете вывод. Внутри — задания, теория, тест и экскурсия: камера сама движется и объясняет главное.

Другие эксперименты раздела

Горение, пламя и оксиды — 7 класс
Скорость реакции и катализатор — 8 класс
Обратимая реакция и равновесие — 8 класс
Химическая промышленность и заводы — 9 класс