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.
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:
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе веществ, полученных в результате реакции
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 ничего, 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 X грамм:
- Закон сохранения массы вещества открыт русским ученым М.В. Ломоносовым
- Формулировка закона сохранения массы
: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе веществ полученных в результате реакции
Основные понятия химии.
Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.
Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.
Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.
Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.
Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.
Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.
Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.
Химические реакции.Типы химических реакций.
Химическая реакция - это превращение одних веществ в другие. Реагенты - вещества, вступающие в химическую реакцию Продукты реакции - вещества, полученные после химической реакции. Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) иэкзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.
Типы химических реакций-явление, при котором одни вещества превращаются в другие, называют химической реакцией.
СОЕДИНЕНИЯ
A + B = AB
Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: CaO+H 2 O=Ca(OH) 2
PbO+SiO 2 =PbSiO 3
РАЗЛОЖЕНИЯ
AB = A + B
Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ:Cu(OH) 2 =CuO+H 2 O;CaCO 3 =CaO+CO 2
ЗАМЕЩЕНИЯ
A + BC =AC + B
Атом простого вещества замещает один из атомов сложного: CuSO 4 +Fe=FeSO 4 +Cu;2KBr+Cl 2 =2KCl+Br 2
ОБМЕНА
AB + CD = AD + CB
Сложные вещества обмениваются своими составными частями: AgNO3+KBr=AgBr ;NaOH+HCl=NaCl+H 2 O
Закон сохранения массы веществ
М.В.Ломоносов (1748г.) Массы веществ в ступивших в реакцию=массе веществ образующихся в результате реакции.
Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.
В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы m соотношением E = m c 2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10 -11 г и m практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где Е в ~10 6 раз больше, чем в химических реакциях, m следует учитывать.
Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.
Закон постоянства состава
Пруст (1799-1803гг.) Каждое чистое вещество независимо от места нахождения и способа получения имеет постоянный количественный и качественный состав.
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г. Он писал: "От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь".
Закон сохранения энергии
Майер. Энергия в произвольной замкнутой системе при любых процессах, происходящих в системе остается величиной постоянной и лишь переходят из одной формы в другую.
СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ ЗАКОН : в изолир. системе энергия системы остается постоянной, возможны лишь переходы одного вида энергии в другой. В термодинамике сохранения энергии закону соответствует первое начало термодинамики, к-рое выражается ур-нием Q = U + W, где Q-кол-во сообщенной системе теплоты,U-изменениевнутр. энергии системы, W - совершенная системой работа. Частный случай сохранения энергии закона-Гесса закон.Понятие энергии подверглось пересмотру в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905): полная энергия E пропорциональна массе т и связана с ней соотношением Е = тс 2 , где с-скорость света. Поэтому массу можно выражать в единицах энергии и сформулировать более общий закон сохранения массы и энергии: в изо-лир. системе сумма масс и энергии постоянна и возможны лишь превращения в строго эквивалентных соотношениях одних форм энергии в другие и эквивалентно связанные друг с другом изменения массы и энергии.
Закон сохранения мех. энергии впервые сформулировал Г. Лейбниц в 1686, затем Ю. Майер в 1841, Дж. Джоуль в 1843 и Г. Гельмгольц в 1847 экспериментально открыли сохранения энергии закон в немеханических явлениях.
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.
· Упругость · Пластичность · Закон Гука · Реология · Вязкоупругость
Закон сохранения массы - закон физики , согласно которому масса физической системы сохраняется при всех природных и искусственных процессах.
Ничто не может произойти из ничего, и никак не может то, что есть, уничтожиться.
Ранее Эмпедокла «принцип сохранения» применялся представителями Милетской школы для формулировки теоретических представлений о первовеществе, основе всего сущего.
Позже аналогичный тезис высказывали Демокрит , Аристотель и Эпикур (в пересказе Лукреция Кара). Средневековые учёные также не высказывали никаких сомнений в истинности этого закона. В 1630 году Жан Рэ (Jean Rey, 1583-1645), доктор из Перигора, писал Мерсенну :
Вес настолько тесно привязан к веществу элементов, что, превращаясь из одного в другой, они всегда сохраняют тот же самый вес.
Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у другого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю от бодрствования и т. д.
В дальнейшем, вплоть до создания физики микромира, закон сохранения массы считался истинным и очевидным. Иммануил Кант объявил этот закон постулатом естествознания (1786). Лавуазье в «Начальном учебнике химии» (), приводит точную количественную формулировку закона сохранения массы вещества, однако не объявляет его каким-то новым и важным законом, а просто упоминает мимоходом как о хорошо известном и давно установленном факте. Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон так :
Ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции [химической реакции] имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки. На этом положении основано всё искусство делать опыты в химии.
Другими словами, сохраняется масса закрытой физической системы , в которой происходит химическая реакция, а сумма масс всех веществ, вступивших в эту реакцию, равна сумме масс всех продуктов реакции (то есть тоже сохраняется). Масса считается аддитивной.
Современное состояние
В XX веке обнаружились два новых свойства массы.
(M1 ) Масса физического объекта зависит от его внутренней энергии (см. Эквивалентность массы и энергии). При поглощении внешней энергии масса растёт, при потере - уменьшается. Отсюда следует, что масса сохраняется только в изолированной системе , то есть при отсутствии обмена энергией с внешней средой. Особенно ощутимо изменение массы при ядерных реакциях . Но даже при химических реакциях, которые сопровождаются выделением (или поглощением) тепла, масса не сохраняется, хотя в этом случае дефект массы ничтожен. Академик Л. Б. Окунь пишет:
Чтобы подчеркнуть, что масса тела меняется всегда, когда меняется его внутренняя энергия, рассмотрим два обыденных примера:
1) при нагревании железного утюга на 200° его масса возрастает на величину ;
2) при полном превращении некоторого количества льда в воду .
(M2 ) Масса не является аддитивной величиной: масса системы не равна сумме масс её составляющих. Примеры неаддитивности:
- Электрон и позитрон , каждый из которых обладает массой, могут аннигилировать в фотоны , не имеющие массы поодиночке, а обладающие ею только как система.
- Масса дейтрона , состоящего из одного протона и одного нейтрона , не равна сумме масс своих составляющих, поскольку следует учесть энергию взаимодействия частиц.
- При термоядерных реакциях, происходящих внутри Солнца, масса водорода не равна массе получившегося из него гелия.
- Особенно яркий пример: масса протона (≈938 МэВ) в несколько десятков раз больше массы составляющих его кварков (около 11 МэВ).
Таким образом, при физических процессах, которые сопровождаются распадом или синтезом физических структур, не сохраняется сумма масс составляющих (компонентов) системы, но сохраняется общая масса этой (изолированной) системы:
- Масса системы получившихся при аннигиляции фотонов равна массе системы, состоящей из аннигилирующих электрона и позитрона.
- Масса системы, состоящей из дейтрона (с учётом энергии связи), равна массе системы, состоящей из одного протона и одного нейтрона отдельно.
- Масса системы, состоящей из получившегося при термоядерных реакциях гелия, с учётом выделенной энергии, равна массе водорода.
Сказанное означает, что в современной физике закон сохранения массы тесно связан с законом сохранения энергии и выполняется с таким же ограничением - надо учитывать обмен системы энергией с внешней средой.
Более детально
Чтобы более детально пояснить, почему масса в современной физике оказывается неаддитивной (масса системы не равна - вообще говоря - сумме масс компонент), следует вначале заметить, что под термином масса в современной физике понимается лоренц-инвариантная величина :
где - энергия , - импульс , - скорость света . И сразу заметим, что это выражение одинаково легко применимо к точечной бесструктурной («элементарной») частице, так и к любой физической системе, причём в последнем случае энергия и импульс системы вычисляются просто суммированием энергий и импульсов компонент системы (энергия и импульс - аддитивны).
- Можно попутно заметить также, что вектор импульса-энергии системы - это 4-вектор , то есть его компоненты преобразуются при переходе к другой системе отсчета в соответствии с преобразованиями Лоренца , поскольку так преобразуются его слагаемые - 4-векторы энергии-импульса составляющих систему частиц. А поскольку масса, определённая выше, есть длина этого вектора в Лоренцевой метрике, то она оказывается инвариантной (лоренц-инвариантной), то есть не зависит от системы отччета, в которой ее измеряют или рассчитывают.
Кроме того, заметим, что - универсальная константа, то есть просто число, которое не меняется никогда, поэтому в принципе можно выбрать такую систему единиц измерения, чтобы выполнялось , и тогда упомянутая формула будет менее загромождена:
как и остальные связанные с нею формулы (и мы ниже будем для краткости использовать именно такую систему единиц).
Рассмотрев уже самый парадоксальный на вид случай нарушения аддитивности массы - случай, когда система нескольких (для простоты ограничимся двумя) безмассовых частиц (например фотонов) может иметь ненулевую массу, легко увидеть механизм, порождающий неаддитивность массы.
Пусть есть два фотона 1 b 2 с противоположными импульсами: . Масса каждого фотона, как известно, равна нулю, следовательно можно записать:
то есть энергия каждого фотона равна модулю его импульса. Заметим попутно, что масса равна нулю за счет вычитания под знаком корня ненулевых величин друг из друга.
Рассмотрим теперь систему этих двух фотонов как целое, посчитав ее импульс и энергию. Как видим, импульс этой системы равен нулю (импульсы фотонов, сложившись, уничтожились, так как эти фотоны летят в противоположных направлениях) :
.Энергия же нашей физической системы будет просто суммой энергий первого и второго фотона:
Ну и отсюда масса системы:
(импульсы уничтожились, а энергии сложились - они не могут быть разного знака).
В общем случае всё происходит аналогично этому, наиболее отчётливому и простому примеру. Вообще говоря, частицы, образующие систему, не обязательно должны иметь нулевые массы, достаточно, чтобы массы были малы или хотя бы сравнимы с энергиями или импульсами , и эффект будет большим или заметным. Также видно, что точной аддитивности массы нет практически никогда, за исключением лишь достаточно специальных случаев.
Масса и инертность
Отсутствие аддитивности массы, казалось бы, вносит затруднения. Однако они искупаются не только тем, что определённая так (а не иначе, например, не как энергия деленная на квадрат скорости света) масса оказывается лоренц-инвариантной, удобной и формально красивой величиной, но и имеет физический смысл, точно соответствующий обычному классическому пониманию массы как меры инертности.
А именно для системы отстчета покоя физической системы (то есть той системы отсчета, в которой импульс физической системы ноль) или систем отсчета, в которых система покоя медленно (по сравнению со скоростью света) движется, упомянутое выше определение массы
Полностью соответствует классической ньютоновской массе (входит во второй закон Ньютона).
Это можно конкретно проиллюстрировать, рассмотрев систему, снаружи (для внешних взаимодействий) являющейся обычным твердым телом, а внутри содержащую быстро движущиеся частицы. Например, рассмотрев зеркальный ящик с идеально отражающими стенками, внутри которого - фотоны (электромагнитные волны).
Пусть для простоты и большей четкости эффекта сам ящик (почти) невесом. Тогда, если, как в рассмотренном в параграфе выше примере, суммарный импульс фотонов внутри ящика ноль, то ящик будет в целом неподвижен. При этом он должен под действием внешних сил (например если мы станем его толкать), вести себя как тело с массой, равной суммарной энергии фотонов внутри, деленной на .
Рассмотрим это качественно. Пусть мы толкаем ящик, и он приобрел из-за этого некоторую скорость вправо. Будем для простоты сейчас говорить только об электромагнитных волнах, бегущих строго вправо и влево. Электромагнитная волна, отражающаяся от левой стенки, повысит свою частоту (вследствие эффекта Допплера) и энергию. Волна, отражающаяся от правой стенки, напротив, уменьшит при отражении свои частоту и энергию, однако суммарная энергия увеличится, так как полной компенсации не будет. В итоге тело приобретет кинетическую энергию , равную (если ), что означает, что ящик ведет себя как классическое тело массы . Тот же результат можно (и даже легче) получить для отражения (отскока) от стенок быстрых релятивистских дискретных частиц (для нерелятивистских тоже, но в этом случае масса просто окажется суммой масс частиц, находящихся в ящике).
Примечания
Литература
- Джеммер М. Понятие массы в классической и современной физике . - М.: Прогресс, 1967. (Переиздание: Едиториал УРСС, 2003, ISBN 5-354-00363-6)
- Окунь Л. Б. Понятие массы (Масса, энергия, относительность). Успехи физических наук, № 158 (1989).
- Спасский Б. И.
История физики . - М
.: Высшая школа, 1977.
- Том 1: часть 1-я часть 2-я
- Том 2: часть 1-я часть 2-я
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Закон сохранения массы" в других словарях:
Фундаментальный закон нерелятивистской ньютоновской механики, согласно которому масса вещества, поступающего в замкнутую систему, либо накапливается в ней, либо покидает ее, т. е. масса поступающего в систему вещества минус масса выходящего из… … Экологический словарь
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ - важнейший закон химии, установленный в 1748 г. М. В. Ломоносовым, а позже и А. Л. Лавуазье. В соответствии с этим законом общая масса всех веществ, участвующих в хим. реакции, в ее начале равна их массе в конце, какие бы реакции ни происходили.… … Большая политехническая энциклопедия
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
