Закон сохранения массы является основой для расчета физических процессов во всех сферах человеческой деятельности. Его справедливость не оспаривается ни физиками, ни химиками, ни представителями других наук. Этот закон, как строгий бухгалтер, следит за соблюдением точной массы вещества до и после его взаимодействия с другими веществами. Честь открытия этого закона принадлежит русскому ученому М. В. Ломоносову.
Первоначальные представления о составе веществ
Строение вещества на протяжении многих веков оставалось тайной для любого человека. Различные гипотезы будоражили ученые умы и подвигали мудрецов на длительные и бессмысленные споры. Один утверждал, что все состоит из огня, другой отстаивал совершенно иную точку зрения. В массе теорий промелькнула и была незаслуженно забыта теория древнегреческого мудреца Демокрита о том, что все вещества состоят из крошечных, невидимых глазу мельчайших частиц вещества. Демокрит назвал их «атомами», что значит «неделимые». К сожалению, в течение целых 23 веков его предположение было забыто.
Алхимия
В основном научные данные средних веков базировались на предрассудках и различных домыслах. Возникает и широко распространяется алхимия, которая представляла собой свод скромных практических познаний, тесно сдобренных самыми фантастическими теориями. Например, известные умы того времени старались превратить свинец в золото и найти неведомый философский камень, исцеляющий от всех болезней. В процессе поисков постепенно накапливался научный опыт, состоящий из многих необъясненных реакций химических элементов. Например, было выяснено, что многие вещества, названные впоследствии простыми, не распадаются. Таким образом возродилась древняя теория о неделимых частичках материи. Понадобился великий ум, чтобы превратить этот склад информации в стройную и логичную теорию.
Теория Ломоносова
Точным количественным методом исследования химия обязана русскому ученому М. В. Ломоносову. За блестящие способности и упорный труд он получил звание профессора химии и стал членом Российской академии наук. При нем была организованна первая в стране современная химическая лаборатория, в которой и был открыт знаменитый закон сохранения массы веществ.
В процессе изучения течения химических реакций Ломоносов взвешивал исходные химические вещества и продукты, появившиеся после проведения реакции. При этом он открыл и сформулировал закон сохранения массы вещества. В 17 веке понятие массы часто путали с термином «вес». Поэтому массы веществ часто называли «весами». Ломоносов определил, что строение вещества находится в прямой зависимости от частичек, из которых оно построено. Если содержит частички одного сорта, то такое вещество ученый называл простым. При разнородном составе корпускул получается сложное вещество. Эти теоретические данные позволили Ломоносову сформулировать закон сохранения массы.
Определение закона
После многочисленных экспериментов М. В. Ломоносов установил закон, суть которого сводилась к следующему: вес веществ, которые вступили в реакцию, равен весу веществ, которые получились в итоге реакции.
В русской науке данный постулат носит название «Закон сохранения массы веществ Ломоносова».
Это закон был сформулирован в 1748 году, а самые точные эксперименты с реакцией обжига металлов в запаянных сосудах были проведены в 1756 году.
Опыты Лавуазье
Европейская наука открыла закон сохранения массы после публикации описания работ великого французского химика Антуана Лавуазье.
Этот ученый смело применял в своих экспериментах теоретические представления и физические методы того времени, что позволило ему разработать химическую номенклатуру и создать реестр всех известных на то время химических веществ.
Своими экспериментами Лавуазье доказал, что в процессе любой химической реакции соблюдается закон сохранения массы веществ, вступающих в соединение. Кроме этого, он расширил распространение закона сохранения на массу каждого из элементов, которые принимали участие в реакции в составе сложных веществ.
Таким образом, на вопрос, кто открыл закон сохранения массы веществ, можно ответить двояко. М. В. Ломоносов первым провел эксперименты, наглядно демонстрирующие закон сохранения, и подвел его под теоретическую базу. А. Лавуазье в 1789 году независимо от русского ученого самостоятельно открывает закон сохранения масс и распространяет его принцип на все элементы, участвующие в химической реакции.
Масса и энергия
В 1905 году великий А. Эйнштейн показал связь между массой вещества и его энергией. Она выражалась формулой:
Уравнение Эйнштейна подтверждает закон сохранения массы и энергии. Данная теория утверждает, что всякая энергия имеет массу и изменение этой энергии несет изменение массы тела. Потенциальная энергия любого тела очень велика, и высвободиться она может лишь в особых условиях.
Закон сохранения массы справедлив для любых тел микро- и макромира. Любая химическая реакция принимает участие в преобразовании внутренней энергии вещества. Поэтому при расчете массы веществ, участвующих в химических реакциях, нужно было бы учитывать прирост или убыль массы, вызванных выделением или поглощением энергии в данной реакции. На самом деле в макромире этот эффект настолько незначителен, что такие изменения можно не принимать во внимание.
К числу основополагающих законов химии относится закон сохранения массы веществ, который был сформулирован в виде общей концепции сохранения материи и движения великим русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748 году и подтвержден экспериментально им самим в 1756 году и независимо от него – французским химиком А.-Л.Лавуазье в 1773 г.
Современная формулировка закона:
масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
То есть, при химических реакциях количество атомов до и после реакции остается одинаковым, например: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2 Н 2 О.
Однако практически все реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Взаимодействие кислоты и щелочи всегда идет с выделением энергии в окружающую среду (экзотермическая реакция), поэтому приведенное уравнение не полностью отражает процесс. Правильнее будет записать эту реакцию следующим образом
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2 Н 2 О + Q, где Q равно 113,7 кДж.
Нет ли здесь противоречия с законом сохранения массы веществ?
Гораздо позднее, в 1905 г. А.Эйнштейн установил количественную взаимосвязь между массой m и энергией системы Е: Е = m ∙ c 2 , где с – это скорость света в вакууме (около 300000 км/с или 3∙10 10 см/с). Используя уравнение Эйнштейна, определим изменение массы (в граммах) для нашей реакции
Δm = Δ Е/с 2 = (113,7 ∙10 10 г∙см 2 /г)/ (3∙10 10 см/с) 2 = 1,26 ∙10 –9 г.
В настоящее время невозможно регистрировать такие ничтожно малые изменения массы. Поэтому, закон сохранения массы веществ практически справедлив для химических реакций, но теоретически не является строгим – его нельзя применять к процессам, которые сопровождаются выделением очень большого количества энергии, например, к термоядерным реакциям.
Итак, закон сохранения массы и закон сохранения энергии не существуют отдельно друг от друга. В природе проявляется один закон – закон сохранения массы и энергии. Как и другие законы природы, закон сохранения массы веществ имеет большое практическое значение . Так, используя его можно устанавливать количественные соотношения между веществами, претерпевающими химические превращения.
В уравнении химической реакции каждая формула изображает один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная молярные массы веществ, участвующих в реакции, можно по уравнению реакции найти соотношение между массами веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате. Если в реакции участвуют вещества в газообразном состоянии, то уравнение реакции позволяет найти их объемные отношения.
Итак, расчеты по химическим уравнениям, т.е. стехиометрические расчеты , основаны на законе сохранения массы веществ. Однако, в реальных условиях из-за неполного протекания процессов или различных потерь, масса получившихся продуктов часто бывает меньше той массы, которая должна быть согласно закону сохранения массы веществ.
Выход продукта реакции (или массовая доля выхода) – это выраженное в процентах отношение массы реально полученного продукта к его массе, которая должна получиться в соответствии с теоретическим расчетом:
η = m (X) / m теор. (X),
где η - выход продукта, %; m (X) – масса продукта Х, полученного в реальном процессе; m теор. (X) – теоретически рассчитанная масса вещества Х.
В тех задачах, где выход продукта не указан, предполагается, что он количественный, т.е. η = 100 %.
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ (расчеты по химическим уравнениям)
Задача 1. Железо можно получить, восстанавливая оксид железа (III) алюминием. Определить, сколько алюминия потребуется для получения 140 г железа?
Решение 1. Запишем уравнение реакции: Fe 2 O 3 + 2Al = 2 Fe +Al 2 O 3
Определим количество вещества железа, которое требуется получить:
ν (Fe) = m (Fe)/ М(Fe) = 140 г/ 56 г/моль = 2,5 моль.
Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия, т.е.
ν (Al)/ ν (Fe) = 2/2, следовательно ν (Al) = ν (Fe) = 2,5 моль.
Теперь можно определить массу алюминия:
m (Al) = M(Al)∙ ν(Al) = 27 г/моль ∙ 2,5 моль = 67,5 г.
Ответ: для получения 140 г железа потребуется 67,5 г алюминия.
Решение 2. Такие задачи можно решать методом составления пропорций. Из уравнения реакции видно, что для получения железа количеством вещества 2 моль требуется 2 моль алюминия. Запишем:
Для получения (2∙ 56) г = 112 г Fe требуется (2∙ 27) г = 54 г Al
» » » » 140 г Fe » » » » m (Al)
Cоставим пропорцию: 112: 54 = 140: m(Al), отсюда следует
m(Al) = 140 ∙ 54 /112 = 67,5 г
Задача 2. Какой объем водорода выделится (условия нормальные), если в избытке соляной кислоты растворить 10,8 г алюминия?
Решение. Запишем уравнение реакции: 6HCl + 2Al = 2AlCl 3 + 3H 2
Определим количество вещества алюминия, вступившего в реакцию
ν (Al) = m (Al)/ М(Al) = 10,8 г /27 г/моль = 0,4 моль.
Из уравнения реакции следует, что при растворении 2 моль алюминия получается 3 моль водорода Н 2 , т.е. ν (Al)/ ν (Н 2) = 2/3, следовательно,
ν (Н 2) = 3 ν (Al)/2 = 3 ∙0,4 моль/2 = 0,6 моль.
Рассчитаем объем водорода:
V(H 2) = V M ∙ ν (Н 2) = 22.4 л/моль ∙ 0,6 моль = 13,44 л.
Ответ: при растворении 10,8 г Al в соляной кислоте получится 13,44 л водорода.
Задача 3. Какой объем оксида серы (IV) необходимо окислить кислородом, чтобы получить 20 г оксида серы (VI)? Условия нормальные, выход продукта 80 %.
Решение. Запишем уравнение реакции: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Определим массу оксида серы (VI), который получается при количественном выходе продукта (т.е. теоретически), используя формулу
η = m (X) / m теор. (X),
где η равно 0,8 (или 80 %) по условию задачи.
Отсюда следует: m теор (SO 3) = m (SO 3) / η(SO 3) = 20/0,8 = 25 г.
Какое количество вещества оксида серы (VI) составляют 25 г, определим по формуле
ν (SO 3) = m (SO 3)/ М(SO 3) = 25 г/(32 +3∙16) г/моль = 25/80 = 0,3125 моль.
Из уравнения реакции следует, что
ν (SO 2)/ ν (SO 3) = 2/2, следовательно
ν (SO 2) = ν (SO 3) = 0,3125 моль.
Осталось определить объем оксида серы (IV) при нормальных условиях: V о (SO 2) = V M ∙ ν (SO 2) = 22.4 л/моль ∙0,3125 моль = 7 л.
Ответ: для получения 20 г оксида серы (VI) потребуется 7 л оксида серы (IV).
Задача 4 . К раствору, содержащему 25,5 г нитрата серебра, добавили раствор, содержащий 7,8 г сульфида натрия. Какова масса образующегося осадка?
Решение. Запишем уравнение протекающей реакции:
2AgNO 3 + Na 2 S = Ag 2 S↓ + 2NaNO 3 .
Так как, количество вещества и масса продукта рассчитывается на основе массы и количества вещества, взятого в недостатке, следовательно, сначала необходимо определить количества веществ нитрата серебра и сульфида натрия:
ν (AgNO 3) = m (AgNO 3)/ М(AgNO 3) = 25,5 г / 170 г/моль = 0,15 моль;
ν (Na 2 S) = m (Na 2 S)/ М(Na 2 S) = 7,8 г / 78 г/моль = 0,1 моль.
Согласно уравнению реакции: на каждые 2 моль AgNO 3 требуется 1 моль Na 2 S (т.е. в два раза меньше), значит:
на 0,15 моль AgNO 3 » » » » ν ’ моль Na 2 S.
Тогда ν ’ (Na 2 S) = ½ ∙ 0,15 моль = 0,075 моль,
следовательно, сульфид натрия взят в избытке и расчет необходимо вести по количеству вещества AgNO 3 .
Из уравнения реакции следует:
ν(Ag 2 S) = ν (Na 2 S) = ν (AgNO 3)/2 = 0,15 моль/2 = 0,075 моль.
Теперь можно определить массу сульфида серебра, выпавшего в осадок: m(Ag 2 S) = М(Ag 2 S) ∙ ν(Ag 2 S) = 248 г/моль ∙ 0,075 моль = 18,6 г.
Ответ: масса образовавшегося осадка равна 18,6 г.
Закон кратных отношений
Что происходит, если два элемента могут образовывать между собой несколько химических соединений? В 1803 г. великий английский химик в 1803 г. Дж.Дальтон показал:
● Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и туже массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
Этот закон подтвердил атомистические представления о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных соотношениях, следовательно, химические соединения различаются на целое число атомов. Они представляют собой наименьшее количество элемента, вступающего в соединение. Например, на 1 г азота в его оксидах N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28; и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5.
Однако в случае соединений переменного состава закон кратных отношений неприменим.
Закон постоянства состава
Этот закон был открыт французским ученым Ж.Прустом в 1801 г.:
● Всякое химически чистое индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.
Так, например, сернистый газ можно получить сжиганием серы или действием кислот на сульфиты, или же действием концентрированной серной кислоты на медь. В любом случае молекула сернистого газа будет состоять из одного атома серы и двух атомов кислорода – SO 2 , т.е. массовое соотношение серы и кислорода всегда равно 1:1.
Закон Пруста имел для химии фундаментальное значение – он привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Вещества постоянного состава получили название «дальтониды» в честь Дальтона.
Закон постоянства состава также справедлив только для веществ молекулярного строения. В настоящее время известно большое число соединений, не подчиняющихся закону постоянства состава и закону кратных отношений; их называют соединениями переменного состава (чаще всего это - оксиды, сульфиды, нитриды гидриды и т.д.). В таких соединениях на единицу массы одного элемента может приходиться различная масса другого элемента. Например, состав оксидов титана (II) и (IV) в зависимости от условий синтеза может быть таким: TiO 0.8–1.2 и TiO 1.9–2.0 .
Соединения переменного состава получаются за счет дефектов в кристаллической решетке в процессе кристаллизации вещества. Благодаря наличию пустот или избыточных атомов в кристаллической решетке некоторые материалы проявляют много новых интересных свойств, например, полупроводниковые свойства.
Закон эквивалентов
Изучая соотношение масс кислот и оснований, взаимодействующих между собой с образованием солей, И.Рихтер в 1792 – 1800 гг. пришел к выводу, что массы одного вещества, реагирующие с одной и той же массой другого вещества, относятся между собой как простые целые числа. Позднее Д.Дальтон ввел понятие «соединительного веса», которое сейчас заменено понятием эквивалента.
● Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.
Для решения некоторых задач пользуются другой формулировкой этого закона:
● Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
m A /m B = Э А /Э В,
где m A и m B – массы реагирующих веществ А и В,
Э А и Э В – эквивалентные массы этих веществ.
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ
В 1748 г. М. В. Ломоносов (Россия) и в 1789 г. А. Лавуазье (Франция) независимо друг от друга открыли закон сохранения массы веществ в химических реакциях. Этот закон формулируется так:
Масса всех веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.
СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О
По закону сохранения массы:
m (СН 4) + m (О 2) = m (СО 2) + m (Н 2 О),
где m (СН 4) и m (О 2) - массы метана и кислорода, которые вступили в реакцию; m (СО 2) и m (Н 2 О) - массы углекислого газа и воды, образовавшиеся в результате реакции.
Сохранение массы веществ в химических реакциях объясняется тем, что число атомов каждого элемента до и после реакции не изменяется. В ходе химической реакции происходит только перегруппировка атомов. В реакции, например, в исходных веществ - СН 4 и О 2 - атом углерода соединяется с атомами водорода, а атомы кислорода- друг с другом; в молекулах продуктов реакции - СО 2 и Н 2 О - и атом углерода, и атомы водорода соединяются с атомами кислорода. Легко посчитать, что для сохранения числа атомов каждого элемента в данную реакцию должны вступать 1 молекула СН 4 и 2 молекулы О 2 , а в результате реакции должны образоваться 1 молекула СО 2 и 2 молекулы Н 2 О:
СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О
Данное выражение является уравнением химической реакции, или химическим уравнением .
Числа перед формулами веществ в уравнении реакции называются коэффициентами . В уравнении коэффициенты перед формулами О 2 и Н 2 О равны 2; коэффициенты перед формулами СН 4 и СО 2 равны 1 (их обычно не записывают).
Химическое уравнение - это выражение химической реакции, в котором записаны формулы исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.
Если известна схема реакции, то для составления химического уравнения нужно найти коэффициенты.
Составим, например, уравнение реакции, которая выражается следующей схемой:
Al + НСl = AlCl 3 + H 2
В левой части схемы атомы и входят в состав молекулы HCl в соотношении 1: 1; в правой части схемы содержатся 3 атома хлора в составе молекулы AlC1 3 и 2 атома водорода в составе молекулы Н 2 . Наименьшее общее кратное чисел 3 и 2 равно 6.
Напишем коэффициент «6» перед формулой HCl, коэффициент «2» - перед формулой AlC1 3 и коэффициент «3» - перед формулой Н;
Аl+ 6HCl = 2AlCl 3 + 3Н 2
Так как теперь в правой части содержится 2 атома , напишем коэффициент «2» перед формулой Al в левой части схемы:
2Al + 6НС1 = 2AlC1 3 + 3H 2
В результате мы получили уравнение данной реакции. Коэффициенты в химическом уравнении показывают не только число молекул, но и число молей исходных веществ и продуктов реакции. Например, это уравнение показывает, что в реакцию вступают 2 моля алюминия Аl и 6 молей , а в результате реакции образуются 2 моля хлорида алюминия AlC1 3 и 3 моля водорода Н 2).
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ М.В.ЛОМОНОСОВА
Я учусь в 8 классе и только начала изучать новый предмет – химию. На уроке химии мы проходили химические и физические явления. Учитель химии показала нам опыт с горящей свечой. Меня этот опыт заинтересовал. Я решила поглубже узнать об этом опыте и попробовать проделать его. Занимаясь дома, я узнала, что этот опыт проводил великий русский ученый М.В.Ломоносов. Я решила попробовать повторить его опыты и больше узнать о самом ученом и его работах.
ЦЕЛИ ИССЛЕДОВАНИЯ:
Проанализировать работы М.В.Ломоносова в области химических наук;
Изучить работы М.В.Ломоносова по созданию закона сохранения массы веществ;
Познакомиться с работами других ученых в области закона сохранения массы веществ;
Рассмотреть эксперименты, проводимые М.В.Ломоносовым и другими учеными по количественному доказательству закона сохранения массы веществ;
Провести эксперимент, доказывающий, что масса веществ, вступившая в химическую реакцию, равна массе, получившейся в результате реакции
ЗАДАЧИ ИССЛЕДОВАНИЯ:
Изучить печатную литературу во исследуемому вопросу закон сохранения массы веществ;
Проанализировать сайты Интернета, посвященные 300-летию со дня рождения М.В.Ломоносова;
Провести эксперимент, подтверждающий выводы М.В.Ломоносова по доказательству закона сохранения массы веществ;
Подвести итоги и сделать выводы о проделанной работе.
Много славных имен вписал наш народ в историю мировой науки. Но имя Ломоносова связано с развитием сразу нескольких наук. Он величайший физик, химик, геолог и одновременно историк, исследователь языков и даже поэт. Открытия М.В.Ломоносова необыкновенно обогатили русскую науку. Он описал строение Земли, объяснил происхождение многих полезных ископаемых, оборудовал первую химическую лабораторию, написал первый учебник по российской грамматике на современном ему русском языке, разработал проект освоения Северного морского пути, провел опыты с электричеством, установил, что на планете Венера есть атмосфера. Благодаря этому ученому в России появился первый университет, который существует и в наши дни. Сын крестьянина северной окраины России стал величайшим русским ученым, признанным всей Европой.
В школе мы относимся к М.Ломоносову, как к чему-то среднему между историком и филологом. В нашем представлении это – человек, с поэтическим талантом, человек, пользующийся славой «первого русского ученого». О естественно - научных, взглядах Ломоносова в школе иногда совсем умалчивается. То, в чем он неизмеримо велик– отодвигается на второй план и остается в тени.
К каким наукам более всего лежало сердце Ломоносова, – нам судить трудно. Более близкий к его времени, величайший поэт наш Пушкин, выдвигает на первый план его естественнонаучные изыскания. Вот как он характеризует деятельность Ломоносова: «Соединяя необыкновенную силу воли с необыкновенною силою понятия, Ломоносов обнял все отрасли просвещения. Жажда науки была сильнейшею страстью этой души, исполненной страстей. Он все испытал и все проник... Первый углубляется в историю Отечества, утверждает правила общественного языка его, дает законы и образцы классического красноречия; предугадывает открытия Франклина, учреждает фабрику, сам сооружает машины, дарит художества мозаичными произведениями и, наконец, открывает нам истинные источники нашего поэтического языка».
Как химик-теоретик и как химик-исследователь М. В. Ломоносов стоял на голову выше своих современников. Одним из конкретных проявлений всеобщего закона природы был открытый и экспериментально подтвержденный Ломоносовым закон сохранения вещества при химических превращениях, установление которого долгое время совершенно несправедливо приписывалось французскому химику Антуану Лорану Лавуазье. Предложенный М.Ломоносовым всеобщий закон природы включает в себя и закон сохранения энергии, вошедший в науку лишь в середине XIX века: “Но как все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте».
М. В. Ломоносов руководствовался законом сохранения вещества и движения не только при построении атомно-молекулярной теории, но и в экспериментальных исследованиях. Он придавал большое значение измерению массы исходных веществ и веществ, получающихся в результате химических операций, считая, что только путем количественных измерений можно проникнуть в тайны химических превращений.
Некоторыми из своих классических опытов Ломоносов надолго опередил некоторых европейских ученых. Так, накаливая свинец и олово в запаянных стеклянных трубках, Ломоносов убедился, что вес металлов при этом не меняется; отсюда он заключил, что обычное приращение в весе зависело вовсе не от мифического «флогистона», а от соприкосновения накаленных металлов с воздухом, который проникал в реторты вследствие недостаточной закупорки.
В 1673 г. вышла книга Р. Бойля «Новые эксперименты о том, как сделать огонь и пламя стойкими и весомыми», в которой английский химик описал опыты с прокаливанием металлов. Ученый помещал металл в реторту, запаивал ее, взвешивал, прокаливал до образования из металла «извести», после чего вскрывал реторту и вновь взвешивал, получая, естественно, прибавку в «весе». Несмотря на то, что Р. Бойль был хорошо знаком с работами Р. Гука и Д. Майова, он объяснил увеличение массы металлов при обжиге присоединением к ним тончайшей «огненной материи», проникающей сквозь поры стекла.
В 1756 г. М. В. Ломоносов повторил опыты Бойля с тем изменением, что он не вскрывал реторты с «известью» перед их взвешиванием. Результат получился именно такой, какого и ожидал ученый, исходя из своих теоретических представлений: «огненной материи» не существует. Краткая запись опытов была такова: «...между разными химическими опытами... деланы опыты в заплавленных накрепко стеклянных сосудах, чтобы исследовать, прибывает ли вес металлов».
17 лет спустя, в 1773 г., опыты Р. Бойля повторил А. Лавуазье с совершенно такими же результатами, как и М.Ломоносов. Но он сделал новое, очень важное, наблюдение, а именно, что только часть воздуха запаянной реторты соединилась с металлом и что увеличение веса металла, перешедшего в окалину, равно уменьшению веса воздуха в реторте.
Но увы! Эти опыты Ломоносова прошли незамеченными. И когда, восемнадцать лет спустя, их повторил Лавуазье, он пожал лавры, по справедливости принадлежавшие М.Ломоносову.
Я под руководством учителя химии проделала опыты, подтверждающие выводы М.В.Ломоносова. Для этого я взяла сосуды Ландольта, в одном из которых находилась соляная кислота и цинк, а в другом - гидроксид натрия и сульфат меди (фото 1 ). Весы уравновесила. После сливания растворов (фото 2 ) произошла химическая реакция. Я увидела, что в одном сосуде выпал осадок голубого цвета, а в другом сосуде выделяется газ (фото 3 ). Стрелка весов после химической реакции осталась на прежнем уровне. Таким образом, я убедилась, что масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе веществ, образовавшихся после реакции.
2 
3 
Для проведения второго опыта мне понадобилась герметично закрытая колба, внутрь которой мы поместили горящую свечу. Весы уравновесили (фото 4 ). Свечу зажгли и опустили её в колбу, плотно прикрыв пробкой (фото 5 ). Свеча при горении, израсходовав весь кислород из колбы, погасла. Произошло химическое явление. Весы после реакции остались уравновешенными. Из этого следует, что масса веществ, вступивших в химическую реакцию, осталась неизменной после её окончания.
4 
5
Вывод : итак, задачи, которые я ставила перед собой, выполнены. Много нового я узнала о великом русском ученом М.В.Ломоносове, о его достижениях в разных областях наук. Один из его законов – закон сохранения массы веществ, подтвердила экспериментально.
Такова всеобъемлющая деятельность русского гения, сумевшего – не только в своих научных откровениях, но даже и в неизбежных ошибках – оставить неизгладимые следы великой, неустанной мысли и работы на пользу науки, о расцвете которой в родной стране он так горячо и так бескорыстно ратовал.
Закон сохранения массы веществ один из важнейших законов химии. Его открыл М. В. Ломоносов, а позже экспериментально подтвердил А. Лавуазье. Так в чем же состоит суть этого закона?
История
Закон сохранения массы веществ впервые сформулировал М. В. Ломоносов в 1748 году, а экспериментально подтвердил его на примере обжига металлов в запаянных сосудах в 1756 году. Закон сохранения массы веществ Ломоносов связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как всеобщий закон природы.
Рис. 1. М. В. Ломоносов.
Но еще до Ломоносова более 20 веков назад древнегреческий ученый Демокрит предполагал, что все живое и неживое состоит из незримых частиц. позже в XVII веке эти догадки подтвердил Р. Бойль. Он проводил эксперименты с металлом и древесиной и выяснил, что вес металла после нагревания увеличился, а вес золы по сравнению с деревом, наоборот, уменьшился.
Независимо от М. В. Ломоносова закон сохранения массы вещества был установлен в 1789 году французским химиком А. Лавуазье, который показал, что при химических реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ.
Взгляды Ломоносова и Лавуазье были подтверждены современной наукой. В 1905 году А. Эйнштейн показал, что между массой тела (m) и его энергией (E) существует связь, выражаемая уравнением:
где c – скорость света в вакууме.
Рис. 2. Альберт Эйнштейн.
Таким образом, закон сохранения массы дает материальную основу для составления уравнений химических реакций.
Суть закона сохранения массы вещества
Закон сохранения массы вещества заключается в следующем: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Рис. 3. Закон сохранения массы вещества.
При написании уравнений химических реакций надо следить за соблюдением этого закона. Число атомов элемента в левой и правой частях реакций должно быть одинаковым, так как атомные частицы в химических превращениях неделимы и никуда не исчезают, а лишь переходят из одного вещества в другое. Сущность химической реакции – разрыв одних связей и образование других связей. Поскольку эти процессы связаны с затратой и получением энергии, то знак равенства в реакциях можно ставить, если учтены энергетические факторы, условия реакции, агрегатные состояния веществ.
Очень часто знак равенства, особенно в неорганических реакциях, ставят и без учета необходимых факторов,производя упрощенную запись. При уравнивании коэффициентов вначале уравнивают число атомов металла, потом неметалла, затем водорода и в конце производят проверку по кислороду.
Что мы узнали?
Закон сохранения массы вещества изучают в школе по химии 8 класса, так как понимание его сути необходимо для правильного составления уравнений реакций. О том, что любая материя на земле состоит из невидимых частиц предположил еще древнегреческий ученый Демокрит, а его более современные последователи Ломоносов, Лавуазье, Эйнштейн доказали это экспериментально.