Закон постоянства состава веществ.
Относительная атомная масса

Опорный конспект № 1.5 Закон постоянства состава веществ. Относительная атомная масса.
Проверяемый элемент содержания: ОГЭ 1.4. Закон постоянства состава веществ. Относительная атомная масса. Относительная молекулярная масса. Массовая доля химического элемента в соединении.

Закон постоянства состава вещества

💡 В конце XVIII века французский учёный Жозеф Луи Пруст провёл тысячи экспериментов. Он брал образцы одного и того же вещества из разных мест – из лаборатории, из природы, из разных стран – и каждый раз получал один и тот же результат. Состав вещества всегда был одинаков!

В 1799–1806 годах Пруст сформулировал закон, который стал одним из фундаментальных в химии:

Каждое химически чистое вещество независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный состав.

📌 Это и есть закон постоянства состава веществ.

Интересный факт: у Пруста был ярый противник – французский химик Бертолле, который считал, что состав веществ может меняться в зависимости от условий получения. Они спорили много лет. Прав оказался Пруст, но Бертолле тоже был прав в одном: позже выяснилось, что закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения. Для веществ немолекулярного строения (например, некоторых оксидов) состав может меняться.

Что означает закон на практике

📌 В молекуле воды на 2 атома водорода приходится 1 атом кислорода. Это соотношение всегда 2:1. Независимо от того, взяли мы воду из колодца, из дождя или синтезировали в лаборатории.

Из этого следует важный вывод: массовое соотношение элементов в веществе тоже постоянно.

Для воды:

• Атомная масса водорода: A_r(H) = 1
• Атомная масса кислорода: A_r(O) = 16
• В молекуле воды 2 атома водорода и 1 атом кислорода
• Соотношение масс: m(H) : m(O) = (2 × 1) : (1 × 16) = 2 : 16 = 1 : 8

✅ Это значит, что в любом количестве воды на каждые 1 г водорода приходится 8 г кислорода.

Если смешать водород и кислород в другом соотношении (например, 3 г водорода и 8 г кислорода), то реакция всё равно пойдёт только в соотношении 1:8. Избыток водорода (2 г) просто не прореагирует.

⚡️ Это как рецепт пирога: если вы возьмёте муки в два раза больше, чем нужно по рецепту, а остальных ингредиентов по норме, у вас получится не пирог, а просто мука с яйцами. Так и в химии: избыток одного вещества просто останется без изменений.

Ограничение закона

❗️ Важно понимать: закон постоянства состава не является всеобщим. Он справедлив только для веществ молекулярного строения.

Для веществ немолекулярного строения (например, некоторых оксидов металлов) состав может зависеть от способа получения. Такие вещества называют бертоллидами (в честь того самого Бертолле, который спорил с Прустом).

Для школьного курса химии важно знать: все вещества, с которыми мы работаем в 8-9 классах, подчиняются закону постоянства состава.

Почему нельзя просто взвесить атом

💡 Представьте, что вы хотите взвесить одну песчинку на обычных весах. Бесполезно – она слишком лёгкая. С атомами та же история. Масса самого лёгкого атома – водорода – составляет всего 1,67 × 10⁻²⁴ грамма.

Это число настолько маленькое, что его даже трудно представить. Попробуем: 10⁻²⁴ – это единица с 24 нулями после запятой, то есть 0,00000000000000000000000167 грамма. Работать с такими числами в расчётах – сплошное мучение.

Именно поэтому химики договорились использовать относительные величины. Они показывают не реальную массу атома, а то, во сколько раз он тяжелее специально выбранного эталона.

Атомная единица массы (а.е.м.)

💡 В качестве эталона выбрали атом углерода (его изотоп с массовым числом 12). И договорились: 1/12 массы этого атома – это атомная единица массы (а.е.м.).

Почему именно 1/12? Учёные долго спорили, за что принять единицу измерения. Предлагали и водород, и кислород. Но в итоге сошлись на углероде-12. Это оказалось самым удобным для точных расчётов.

Точное значение:

1 а.е.м. = 1,66054 × 10⁻²⁴ г

Теперь, чтобы узнать массу любого атома, нам не нужно запоминать эти крошечные числа. Достаточно разделить реальную массу атома на 1/12 массы атома углерода.

✅ Так появилась относительная атомная масса, которую обозначают символом A_r (буква A – от слова «атом», а r – от латинского relativus – «относительный»).

Относительная атомная масса

📌 Относительная атомная масса (A_r) – это число, которое показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 массы атома углерода.

💡 Почему 1/12 атома углерода? Атом углерода был выбран как эталон потому, что его изотоп с массовым числом 12 есть в каждом элементе, и с ним удобно сравнивать.

Атомная единица массы (а.е.м.) – это 1/12 массы атома углерода. Её точное значение: 1 а.е.м. = 1,66054 × 10⁻²⁴ г.

Пример расчёта

• Реальная масса атома водорода: 1,67 × 10⁻²⁴ г
• 1/12 массы атома углерода: 1,66 × 10⁻²⁴ г
• A_r(H) = 1,67 × 10⁻²⁴ г / 1,66 × 10⁻²⁴ г ≈ 1
• Реальная масса атома кислорода: 2,66 × 10⁻²³ г
• A_r(O) = 2,66 × 10⁻²³ г / 1,66 × 10⁻²⁴ г ≈ 16

Где найти значения A_r

✅ Все значения A_r приведены в Периодической таблице Д.И. Менделеева под символом каждого элемента. В школьных расчётах их округляют до целых чисел.

Интересный факт: хлор – исключение. Его атомная масса 35,5, потому что в природе хлор представляет собой смесь двух изотопов: 75,5% хлора-35 и 24,5% хлора-37. Поэтому средняя масса получается дробной.

Изотопы – почему атомные массы дробные

💡 Атомы одного элемента могут иметь разную массу. Это изотопы – разновидности атомов с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов.

Например, у водорода есть три изотопа:

• Протий ¹H – 1 протон, 0 нейтронов (масса ≈ 1)
• Дейтерий ²H (D) – 1 протон, 1 нейтрон (масса ≈ 2)
• Тритий ³H (T) – 1 протон, 2 нейтрона (масса ≈ 3) – радиоактивен

В природе встречаются разные изотопы в определённых пропорциях. Именно поэтому относительная атомная масса в таблице Менделеева – это средневзвешенное значение.

⚡️ Тяжёлая вода D₂O – это вода, в которой водород заменён на дейтерий. Она замерзает при +3,8°C (а не при 0°C!), кипит при 101,4°C и ядовита для живых организмов в больших количествах.

Именно из-за изотопов относительные атомные массы в таблице Менделеева – это не целые числа, а дробные. Это средневзвешенные значения, учитывающие распространённость каждого изотопа в природе.

Практическое задание

📌 Закон постоянства состава позволяет производить расчёты. Задача:

Задача. Определите массу серы, реагирующей без остатка с 5 г медных опилок, если медь и сера в данном случае соединяются в соотношении масс 2 : 1.

Решение.
2 г меди соединяются с 1 г серы
5 г меди соединяются с x г серы
Составляем пропорцию: 2 : 5 = 1 : x
x = (5 × 1) : 2 = 2,5 г серы
✅ Ответ: потребуется 2,5 г серы.

Памятка

• ✅ Закон постоянства состава – каждое химически чистое вещество имеет постоянный состав независимо от способа получения.
• ✅ A_r – относительная атомная масса, показывает, во сколько раз атом тяжелее 1/12 атома углерода.
• ✅ 1 а.е.м. = 1/12 массы атома углерода = 1,66 × 10⁻²⁴ г.
• ✅ Значения A_r берём из таблицы Менделеева и округляем до целых (кроме хлора – 35,5).
• ✅ Изотопы – атомы одного элемента с разным числом нейтронов. Именно они делают атомные массы дробными.

Вы смотрели конспект урока химии по теме «Закон постоянства состава веществ. Относительная атомная масса». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии