Сборник текстов на казахском, русском, английском



жүктеу 6.69 Mb.

бет48/70
Дата08.01.2017
өлшемі6.69 Mb.
1   ...   44   45   46   47   48   49   50   51   ...   70

Ionic Bonds 

Ionic bonds form when two atoms have a large difference in electronegativity

(Electronegativity is the quantitative representation of an atom’s ability to attract an 

electron  to  itself).  Although  scientists  do  not  have  an  exact  value  to  signal  an  ionic 

bond,  the  amount  is  generally  accepted  as  1.7  and  over  to  qualify  a  bond  as  ionic. 

Ionic bonds often occur between metals and salts; chloride is often the bonding salt. 

Compounds displaying ionic bonds form ionic crystals in which ions of positive and 

negative  charges  hover  near  each  other,  but  there  is  not  always  a  direct  1-1 

correlation  between  positive  and  negative  ions.  Ionic bonds  can  typically  be  broken 


411 

through hydrogenation, or the addition of water to a compound. 



Covalent Bonds 

Covalent bonds form when two atoms have a very small (nearly insignificant) 

difference  in  electronegativity.  The  value  of  difference  in  electronegativity  between 

two  atoms  in  a  covalent  bond  is  less  than  1.7.  Covalent  bonds  often  form  between 

similar  atoms,  nonmetal  to  nonmetal  or  metal  to  metal.  Covalent  bonding  signals  a 

complete sharing of electrons. There is usually a direct correlation between positive 

and  negative  ions,  meaning  that  because  they  share  electrons,  the  atoms  balance. 

Covalent bonds are usually strong because of this direct bonding. 



Polar Covalent Bonds 

Polar covalent bonds fall between ionic and covalent bonds. They result when 

two  elements  bond  with  a  moderate  difference  in  electronegativity  moderately  to 

greatly,  but  they  do  not  surpass  1.7  in  electronegativity  difference.  Although  polar 

covalent  bonds  are  classified  as  covalent,  they  do  have  significant  ionic  properties. 

They  also  induce  dipole-dipole  interactions,  where  one  atom  becomes  slightly 

negative and the other atom becomes slightly positive. However, the slight change in 

charge is not large enough to classify it entirely as an ion; they are simply considered 

slightly  positive  or  slightly  negative.  Polar  covalent  bonds  often  indicate  polar 

molecules,  which  are  likely  to  bond  with  other  polar  molecules  but  are  unlikely  to 

bond with non-polar molecules. 

Hydrogen Bonds 

Hydrogen bonds only form between hydrogen and oxygen (O), nitrogen (N) or 

fluorine (F). Hydrogen bonds are very specific and lead to certain molecules having 

special properties due to these types of bonds. Hydrogen bonding sometimes results 

in  the  element  that  is  not  hydrogen  (oxygen,  for  example)  having  a  lone  pair  of 

electrons  on  the  atom,  making  it  polar.  Lone  pairs  of  electrons  are  non-bonding 

electrons  that  sit  in  twos  (pairs)  on  the  central  atom  of  the  compound.  Water,  for 

example,  exhibits  hydrogen  bonding  and  polarity  as  a  result of  the bonding.  This  is 

shown in the diagram below. 

 

Because of this polarity, the oxygen end of the molecule would repel negative 



atoms  like  itself,  while  attracting  positive  atoms,  like  hydrogen.  Hydrogen,  which 

becomes  slightly  positive,  would  repel  positive  atoms  (like  other  hydrogen  atoms) 

and  attract  negative  atoms  (such  as  oxygen  atoms).  This  positive  and  negative 

attraction  system  helps  water  molecules  stick  together,  which  is  what  makes  the 

boiling  point  of  water  high  (as  it  takes  more  energy  to  break  these  bonds  between 

water molecules). 



412 

In addition to the four types of chemical bonds, there are also three categories 

bonds  fit  into:  single,  double,  and  triple.  Single  bonds  involve  one  pair  of  shared 

electrons  between  two  atoms.  Double  bonds  involve  two  pairs  of  shared  electrons 

between two atoms, and triple bonds involve three pairs of shared electrons between 

two  atoms.  These  bonds  take  on  different  natures  due  to  the  differing  amounts  of 

electrons needed and able to be given up. 

Now,  let’s  look  at  determining  what  types  of  bonds  we  see  in  different 

compounds. We’ve already looked at the bonds in H

2

O, which we determined to be 



hydrogen bonds. However, now let’s look at a few other types of bonds as examples. 

Compound: HNO

3

 (also known as Nitric acid) 



There  are  two  different  determinations  we  can  make  as  to  what  these  bonds 

look like; first we can decide whether the bonds are covalent, polar covalent, ionic, or 

hydrogen. Then, we can determine if the bonds are single, double, or triple. 

In  order  to  decide  whether  the  bonds  are  covalent,  polar  covalent,  ionic  or 

hydrogen,  we  need  to  look  at  the  types  of  elements  seen  and  the  electronegativity 

values. We look at the elements and see hydrogen, nitrogen, and oxygen—no metals. 

This rules out ionic bonding as a type of bond seen in the compound. Then, we would 

look at electronegativity values for nitrogen and oxygen. Oftentimes, this information 

can be found on a periodic table, in a book index, or an educational online resource. 

The  electronegativity  value  for  oxygen  is  3.5  and  the  electronegativity  value  for 

nitrogen  is  3.0.  The  way  to  determine  the  bond  type  is  by  taking  the  difference 

between the two numbers (subtraction). 3.5 – 3.0 = 0.5, so we can determine that the 

bond between nitrogen and oxygen is a covalent bond. We can also determine, from 

past knowledge, that the bond between oxygen and hydrogen is a hydrogen bond as it 

was in water. 

Now, we need to count the electrons and draw the diagram for HNO

3

. For more 



help counting electrons, please see the page on Electron Configuration. For more help 

drawing the Lewis structures, please see the page on Lewis Structures. This process 

combines both of these in order to determine the structure and shape of a molecule of 

the compound. 

First, we determine that N follows the octet rule, so it needs eight surrounding 

electrons. This is important to keep in mind as we move forward. Next we count up 

how many valence electrons the compound has as a whole. H gives us 1, N gives us 

5, and each O gives us 6. We can discern this from looking at the tops of the columns 

in the periodic table (see above). We then add these numbers together (3 x 6 = 18, + 1 

=  19,  +  5  =  24),  and  we  get  24  electrons  that  we  need  to  distribute  throughout  the 

molecule. First, we need to draw the molecule to see how many initial bonds we’ll be 

putting in. Our preliminary structure looks like this: 

 

Now, we can count how many electrons we have used by counting 2 electrons 



for  each  bond  placed.  We  see  that  we  have  placed  4  bonds,  so  we  have  used  8 

413 

electrons. 24 – 8 = 16 electrons that we need to distribute. In order to correctly place 

the rest of the electrons, we need to determine how many electrons each atom needs 

to be stable. 

The central atom, N, has three bonds attached (equivalent of 6 electrons) so it 

needs 2 more electrons to be stable. The O to the right has one bond (two electrons) 

so it needs 6 more to be stable. The O above the N has one bond (two electrons) so it 

also needs 6 electrons to be stable. The O to the left of the N is bonded both to N and 

to  H,  so  it  has  two  bonds  (4  electrons);  therefore,  it  needs  4  more  electrons  to  be 

stable. We add up the total amount of electrons needed, 2 + 6 + 6 + 4 = 18, and see 

that  we  need  18  electrons  to  stabilize  the  compound.  We  know  this  is  not  possible, 

since  we  only  have  16  available  electrons.  When  this  happens,  we  need  to  insert  a 

double  bond  in  order  to  resolve  the  problem  of  lack  of  electrons.  This  is  because, 

although we count each bond as 2 electrons, the elements joined together in the bond 

are  actually  sharing  the  electrons.  Therefore,  when  we  count  out  the  bonds,  we  are 

counting some electrons twice because they are shared. This is normal and expected, 

and resolves not having enough valence electrons. Now, we need to decide where to 

put  the  double  bond  in  this  compound.  We  know  that  the  double  bond  cannot  go 

between O and H, because H does not have enough room to accept another electron. 

Therefore,  we  know  we  must  place  the  bond  between  N  and  O.  You  might  be 

thinking, how do I decide where to put the bond? In this particular example, we can 

place the bond either between the top O and N, or the right O and N. This is because 

HNO

3

 displays resonance. 



Here are the ways you can place the double bond: 

 

 or 



 

We  are  going  to  keep  the  bond  between  N  and  the  right  O  in  our  example. 

After  we  add  in  the  bond,  we  subtract  two  more  electrons  from  our  available 

electrons (16) and are left with 14 electrons to distribute. Now we need to make sure 

we have the correct number of electrons. After placing in the double bond, N is now 

stable  because  it  has  4  bonds  (8  electrons)  surrounding  it.  It  does  not  need  any 

additional  electrons.  The  top  O  (above  N)  needs  6  electrons,  the  right  O  now  only 

needs 4 electrons (because it has a double bond now, which is 4 electrons), and the 

left O still needs 4 electrons to become stable. We add these numbers together, 6 + 4 

+ 4 = 14, and we see that 14 is the number of electrons we have, so we can go ahead 

and distribute them, like this: 

 

Now, our compound is stable with appropriately distributed valence electrons. 



We  can  see  that  there  are  three  single  bonds  (H—O,  N—O,  and  N—O)  and  one 

414 

double bond (N==O). [5] 



Periodic Law and Periodic System 

The  early  innovation  of  Periodic  law  by  a  Russian  chemist,  Dmitry  I. 

Mendeleev  in  the  mid-19th  century,  has  been  of  great  value  in  the  growth  of 

chemistry. In chemistry, Periodic law is the arrangement of theelements in order of 

increasing atomic number, that is, the total number of protons in the atomic nucleus 

and  their  physical  and  chemical  properties  recur  in  a  pattern  with  the  increasing 

atomic  number.  In  the  periodic  table,  the  horizontal  rows,  known  as  the  “periods” 

exemplify these relations. In fact, until the second decade of the 20th century, it was 

not  documented  that  the  order  ofelements  in  the  periodic  system  is  that  of  their 

atomic numbers.  



What is the History of Periodic Law? 

Classification became necessary due to the increase in the number of elements 

discovered. In 1817, J.W. Dobereiner, a German chemist , explained that the atomic 

weight of strontium rests in the middle between that of calcium and barium, and few 

years  later  he  demonstrated  that  other  such  “triads”  such  as  chlorine,  bromine,  and 

iodine  and  lithium,  sodium,  and  potassium  are  also  present.  Other  scientists, 

during1827  and  1858  developed  analogous  relationships  which  extended  more  than 

the  triads  of  elements,  fluorine  being  added  to  the  halogens  and  magnesium  to  the 

alkaline-earth  metals,  while  oxygen, sulfur,  selenium,  and tellurium  were  classed  as 

one  family  and  nitrogen,  phosphorus,  arsenic,  antimony,  and  bismuth  as  one  more 

element  family.  De  Chancourtois,  a  French  scientist,  in  1862  anticipated  a 

classification  of  the  elements  based  on  the  new  values  of  atomic  weights.  It  was 

finally  the  Russian  chemist,  Mendeleev,  who  proposed  the  periodic  law,  which 

indicated that the elements arranged in the increasing order of atomic weights show a 

periodic  change  of  properties.  In  1869,  the  first  periodictable  was  tabulated  by 

Mendeleev.  It  had  17  columns,  with  two  nearly  complete  periods  of  elements, 

frompotassium to bromine and rubidium to iodine, lead by two fractional periods of 

seven  elements  each  (lithium  to  fluorine  and  sodium  to  chlorine),  and  three 

incomplete periods.  

What is the importance of the Periodic law? 

-  Innovation  of  New  Elements:  Through  Mendeleyev’s  efforts  in  1871,  the 

grand  significance  of  the  periodic  law  was  made  apparent  in  predicting  that  the 

properties  of  the  17  elements  could  be  interrelated  with  those  of  other  elements  by 

relocating  the  17  to  new  positions  from  those  shown  by  their  atomic  weights.  The 

subsistence  of  many  of  the  properties  of  uninvented  elements  of  that  time  like  eka-

boron,  eka-aluminum,  and  eka-silicon,  now  identified  with  the  elements  scandium, 

gallium, and germanium, was also predicted by Mendeleev. Likewise, following the 

discovery  of  helium  and  argon,  the  periodic  law  allowed  the  discovery  of  the 

subsistence of neon, krypton, xenon, and radon.  Besides, the  absence of  element 72 

was anticipated, from its position in the periodic system, to be alike to zirconium in 

its  properties  rather  than  to  the  rare  earths,  was  shown  by  Niels  Bohr,  a  Danish 

physicist.  In  1922,  other  scientists  also  examined  zirconium  ores  following  Bohr’s 

prediction. 

-  Implication  of  atomic  numbers:  A  number  of  of  the  elements  in  the 



415 

Mendeleyev  periodic  tables  were  necessary  to  arrange  elements  according  to  their 

atomic weight . For example, in the pair’s of argon and potassium, cobalt and nickel, 

and  tellurium  and  iodine,  the  first  element  had  the  previous  place  in  the  periodic 

system but with a bigger atomic weight. When the structure of the atom was studied, 

the  explanation  to  this  complexity  was  solved.  Research  done  by  Ernest  Rutherford 

on the scattering of alpha particles by the nuclei of heavy atoms, in1910, helped the 

prediction  of  the  nuclear  electrical  charge.  Approximately,  the  ratio  of  the  nuclear 

charge  to  that  of  the  electron  was  noted  to  be  one-half  the  atomic  weight.  Another 

scientist,  in  1911  recommended  that  this  quantity,  the  atomic  number,  might  be 

recognized with the ordinal number of the element in the periodic table. In 1913, this 

proposal  was  vividly  established  by  the  English  physicist,  H.G.J.  Moseley’s 

measurements  of  the  wavelengths  of  the  characteristic  X-ray  spectral  lines  of  many 

elements,  which  showed  that  the  wavelengths  relied  in  a  usual  way  on  the  atomic 

numbers indistinguishable with the ordinal numbers of the periodic table elements. 

  

How did the periodic law evolve ? 

Starting in 1913, thorough knowledge of the the elements and their properties 

had  improved.  Followed  by  the  exclusion  principle  by  the  Austrian  theoretical 

physicist, Wolfgang Pauli in 1925, the invention of the spin of the electron by George 

E.  Uhlenbeck  and  Samuel  Goudsmit  in  1925,  and  the  development  of  quantum 

mechanics  by  Werner  Heisenberg  were  the  significant  advanced  inventions  which 

developed the periodic law. The development of the electronic theory of valence and 

molecular  structure,  beginning  with  the  postulate  of  the  shared  electron  pair  by  the 

chemist, Gilbert N. Lewis in 1916, also played a vital role in elucidating the periodic 



law. [6] 

The Periodic Table 

The Periodic Table 

 

"If all the elements are arranged in the order of their atomic weights, a periodic 



repetition  of  properties  is  obtained.  This  is  expressed  by  the  law  of  periodicity."  

Dmitri Mendeleev, Principles of Chemistry, Vol. 2, 1902, P. F. Collier, p17.  

The periodic table we use today is based on the one devised and published by 

Dmitri Mendeleev in 1869. 

Mendeleev  found  he  could  arrange  the  65  elements  then  known  in  a  grid  or 

table so that each element had: 

1.  A  higher  atomic  weight  than  the  one  on  its  left.  For  example,  magnesium 

(atomic weight 24.3) is placed to the right of sodium (atomic weight 23.0): 



3.0

 

Na

 

4.3



 

Mg

 


416 

  

2. Similar chemical properties to other elements in the same column - in other 



words  similar  chemical  reactions.  Magnesium,  for  example,  is  placed  in  the  alkali 

earths' column: 



.01

 

Be

 

4.3



 

Mg

 

0.1



 

Ca

 

7.6



 

Sr

 

  



Mendeleev  realized  that  the  table  in  front  of  him  lay  at  the  very  heart  of 

chemistry. And more than that, Mendeleev saw that his table was incomplete - there 

were spaces where elements should be, but no-one had discovered them. 

Just  as  Adams  and  Le  Verrier  could  be  said  to  have  discovered  the  planet 

Neptune on paper, Mendeleev could be said to have discovered germanium on paper. 

He  called  this  new  element  eka-silicon,  after  observing  a  gap  in  the  periodic  table 

between silicon and tin: 

8.1

 

Si

 

?



 

??

 

19



 

Sn

 

 Similarly, Mendeleev discovered gallium (eka-aluminum) and scandium (eka-



boron) on paper, because he predicted their existence and their properties before their 

actual discoveries. 

Although  Mendeleev  had  made  a  crucial  breakthrough,  he  made  little  further 


417 

progress. With the benefit of hindsight, we know that Mendeleev's periodic table was 

underpinned  by  false  reasoning.  Mendeleev  believed,  incorrectly,  that  chemical 

properties  were  determined  by  atomic  weight.  Of  course,  this  was  perfectly 

reasonable when we consider scientific knowledge in 1869. 

In  1869  the  electron  itself  had  not  been  discovered  -  that  happened  27  years 

later, in 1896. 

In  fact,  it  took  44  years  for  the  correct  explanation  of  the  regular  patterns  in 

Mendeleev's periodic table to be found. [7]  

 

 



The law of conservation of mass.  

The law of conservation of  mass  or principle of  mass conservation states that 

for  any  system  closed  to  all  transfers  of  matter  andenergy,  the  mass  of  the  system 

must  remain  constant  over  time,  as  system  mass  cannot  change  quantity  if  it  is  not 

added  or  removed.  Hence,  the  quantity  of  mass  is  "conserved"  over  time.  The  law 

implies that mass can neither be created nor destroyed, although it may be rearranged 

in  space,  or  the  entities  associated  with  it  may  be  changed  in  form,  as  for  example 

when  light  or  physical  work  is  transformed  into  particles  that  contribute  the  same 

mass  to the  system  as  the light or  work  had  contributed.  The law  implies  (requires) 

that during anychemical reaction, nuclear reaction, or radioactive decay in an isolated 

system, the total mass of the reactants or starting materials must be equal to the mass 

of the products. 

The  concept  of  mass  conservation  is  widely  used  in  many  fields  such  as 

chemistry,  mechanics,  and  fluid  dynamics.  Historically,  mass  conservation  was 

discovered  in  chemical  reactions  by  Antoine  Lavoisier  in  the  late  18th  century,  and 

was of crucial importance in the progress from alchemy to the modern natural science 

of chemistry. 

The closely related concept of matter conservation was found to hold good in 

chemistry to such high approximation that it failed only for the high energies treated 

by  the  later  refinements  of  relativity  theory,  but  otherwise  remains  useful  and 

sufficiently accurate for most chemical calculations, even in modern practice. 

In special relativity, needed for accuracy when large energy transfers between 

systems  is  involved,  the  difference  between  thermodynamically  closed  and  isolated 

systems  becomes  important,  since  conservation  of  mass  is  strictly  and  perfectly 



418 

upheld  only  for  so-called  isolated  systems,  i.e.  those  completely  isolated  from  all 

exchanges with the environment. In this circumstance, the mass–energy equivalence 

theorem  states  that  mass  conservation  is  equivalent  to  total  energy  conservation, 

which  is  the  first  law  of  thermodynamics.  By  contrast,  for  a  thermodynamically 

closed  system  (i.e.,  one  which  is  closed  to  exchanges  of  matter,  but  open  to 

exchanges  of  non-material  energy,  such  as  heat  and  work,  with  the  surroundings) 

mass is (usually) only approximately conserved. The input or output of non-material 

energy must change the mass of the system in relativity theory, although the change 

is  usually  small,  since  relatively  large  amounts  of  such energy  (by  comparison  with 

ordinary experience) carry only a small amount of mass (again by ordinary standards 

of measurement). 

In  special  relativity,  mass  is  not  converted  to  energy,  since  mass  and  energy 

cannot  be  destroyed,  and  energy  in  all  of  its  forms  always  retains  its  equivalent 

amount of mass throughout any transformation to a different type of energy within a 

system (or translocation into or out of a system). Certain types of matter (a different 

concept)  may  be  created  or  destroyed,  but  in  all  of  these  processes,  the  energy  and 

mass  associated  with  such  matter  remains  unchanged  in  quantity  (although  type  of 

energy associated with the matter may change form). 

In general relativity, mass (and energy) conservation in expanding volumes of 

space  is  a  complex  concept,  subject  to  different  definitions,  and  neither  mass  nor 

energy  is  as  strictly  and  simply  conserved  as  is  the  case  in  special  relativity  and  in 

Minkowski space. For a discussion, see mass in general relativity. 

An important idea in ancient Greek philosophy was that "Nothing comes from 

nothing",  so  that  what  exists  now  has  always  existed: no new  matter  can  come  into 

existence where there was none before. An explicit statement of this, along with the 

further  principle  that  nothing  can  pass  away  into  nothing,  is  found  in  Empedocles 

(approx. 490–430 BC): "For it is impossible for anything to come to be from what is 

not,  and  it  cannot  be  brought  about  or  heard  of  that  what  is  should  be  utterly 

destroyed."  

A further principle of conservation was stated by Epicurus (341–270 BC) who, 

describing  the  nature  of  the  Universe,  wrote  that  "the  totality  of  things  was  always 

such as it is now, and always will be".

[5]


 

Jain  philosophy,  a  non-creationist  philosophy  based  on  the  teachings  of 

Mahavira  (6th  century  BC),

[6]


  states  that  the  universe  and  its  constituents  such  as 

matter cannot be destroyed or created. The Jain text Tattvarthasutra (2nd century AD) 

states that a substance is permanent, but its modes are characterised by creation and 

destruction. A principle of the conservation of matter was also stated by 

Nasīr al-Dīn 

al-


Tūsī (1201–1274). He wrote that "A body of matter cannot disappear completely. 

It only changes its form, condition, composition, color and other properties and turns 

into a different complex or elementary matter". 

Mass conservation in chemistry[edit] 

The  principle  of  conservation  of  mass  was  first  outlined  by  Mikhail 

Lomonosov  (1711–1765)  in  1748.  He  proved  it  by  experiments—though  this  is 

sometimes challenged.

[9]


Antoine Lavoisier (1743–1794) had expressed these ideas in 

1774.  Others  whose  ideas  pre-dated  the  work  of  Lavoisier  include  Joseph  Black 



419 

(1728–1799), Henry Cavendish(1731–1810), and Jean Rey (1583–1645).  

The conservation of mass was obscure for  millennia because of the buoyancy 

effect of the Earth's atmosphere on the weight of gases. For example, a piece of wood 

weighs less after burning; this seemed to suggest that some of its mass disappears, or 

is  transformed  or  lost.  This  was  not  disproved  until  careful  experiments  were 

performed in which chemical reactions such as rusting were allowed to take place in 

sealed  glass  ampoules;  it  was  found  that  the  chemical  reaction  did  not  change  the 

weight  of  the  sealed  container  and  its  contents.  The  vacuum  pump  also  enabled  the 

weighing of gases using scales. 

Once  understood,  the  conservation  of  mass  was  of  great  importance  in 

progressing  from  alchemy  to  modern  chemistry.  Once  early  chemists  realized  that 

chemical  substances  never  disappeared  but  were  only  transformed  into  other 

substances  with  the  same  weight, these  scientists  could  for  the  first time  embark  on 

quantitative  studies  of  the  transformations  of  substances.  The  idea  of  mass 

conservation  plus  a  surmise  that  certain  "elemental  substances"  also  could  not  be 

transformed  into  others  by  chemical  reactions,  in  turn  led  to  an  understanding  of 

chemical elements, as well as the idea that all chemical processes and transformations 

(such as burning and metabolic reactions) are reactions between invariant amounts or 

weights of these chemical elements. 

Following  the  pioneering  work  of  Lavoisier  the  prolonged  and  exhaustive 

experiments  of  Jean  Stas  supported  the  strict  accuracy  of  this  law  in  chemical 

reactions,  even  though  they  were  carried  out  with  other  intentions.  His  research 

indicated that in certain reactions the loss or gain could not have been more than from 

2  to  4  parts  in  100,000.  The  difference  in  the  accuracy  aimed  at  and  attained  by 

Lavoisier on the one hand, and by Morley and Stas on the other, is enormous.  

Generalization 

In  special  relativity,  the  conservation  of  mass  does  not  apply  if  the  system  is 

open  and  energy  escapes.  However,  it  does  continue  to  apply  to  totally  closed 

(isolated)  systems.  If  energy  cannot  escape  a  system,  its  mass  cannot  decrease.  In 

relativity  theory,  so  long  as  any  type  of  energy  is  retained  within  a  system,  this 

energy exhibits mass. 

Also,  mass  must  be  differentiated  from  matter  (see  below),  since  matter  may 

not be perfectly conserved in isolated systems, even though mass is always conserved 

in such systems. However, matter is so nearly conserved in chemistry that violations 

of matter conservation were not measured until the nuclear age, and the assumption 

of  matter  conservation  remains  an  important  practical  concept  in  most  systems  in 

chemistry  and  other  studies  that  do  not  involve  the  high  energies  typical  of 

radioactivity and nuclear reactions. 

The mass associated with chemical amounts of energy is too small to measure 

The change in mass of certain kinds of open systems where atoms or massive 

particles are not allowed to escape, but other types of energy (such as light or heat) 

are allowed to enter or escape, went unnoticed during the 19th century, because the 

change  in  mass  associated  with  addition  or  loss  of  small  quantities  of  thermal  or 

radiant energy in chemical reactions is very small. (In theory, mass would not change 

at  all  for  experiments  conducted  in  isolated  systems  where  heat  and  work  were  not 


420 

allowed in or out.) 

The  theoretical  association  of  all  energy  with  mass  was  made  by  Albert 

Einstein  in  1905.  However  Max  Planck  pointed  out  that  the  change  in  mass  of 

systems  as  a  result  of  extraction  or  addition  of  chemical  energy,  as  predicted  by 

Einstein's theory, is so small that it could not be measured with available instruments, 

for  example  as  a  test  of  Einstein's  theory.  Einstein  speculated  that  the  energies 

associated  with  newly  discovered  radioactivity  were  significant  enough,  compared 

with  the  mass  of  systems  producing  them,  to  enable  their  mass-change  to  be 

measured, once the  energy  of  the  reaction  had been  removed  from  the system.  This 

later indeed proved to be possible, although it was eventually to be the first artificial 

nuclear transmutation reaction in 1932, demonstrated by Cockcroft and Walton, that 

proved the first successful test of Einstein's theory regarding mass-loss with energy-

loss. 


Mass conservation remains correct if energy is not lost 

The conservation of relativistic mass implies the viewpoint of a single observer 

(or the view from a single inertial frame) since changing inertial frames may result in 

a  change  of  the  total  energy  (relativistic  energy)  for  systems,  and  this  quantity 

determines the relativistic mass. 

The principle that the mass of a system of particles must be equal to the sum of 

their  rest  masses,  even  though  true  in  classical  physics,  may  be  false  in  special 

relativity.  The  reason  that  rest  masses  cannot  be  simply  added  is  that  this  does  not 

take  into  account  other  forms  of  energy,  such  as  kinetic  and  potential  energy,  and 

massless  particles  such  as  photons,  all  of  which  may  (or  may  not)  affect  the  total 

mass of systems. 

For  moving  massive  particles  in  a  system,  examining  the  rest  masses  of  the 

various  particles  also  amounts  to  introducing  many  different  inertial  observation 

frames  (which  is  prohibited  if  total  system  energy  and  momentum  are  to  be 

conserved), and also when in the rest frame of one particle, this procedure ignores the 

momenta of other particles, which affect the system mass if the other particles are in 

motion in this frame. 

For the special type of mass called invariant mass, changing the inertial frame 

of  observation  for  a  whole  closed  system  has  no  effect  on  the  measure  of  invariant 

mass of the system, which remains both conserved and invariant (unchanging), even 

for  different  observers  who  view  the  entire  system.  Invariant  mass  is  a  system 

combination of energy and momentum, which is invariant for any observer, because 

in any inertial frame, the energies and momenta of the various particles always add to 

the  same  quantity  (the  momentum  may  be  negative,  so  the  addition  amounts  to  a 

subtraction). The invariant mass is the relativistic mass of the system when viewed in 

the center of momentum frame. It is the minimum mass which a system may exhibit, 

as viewed from all possible inertial frames. 

The  conservation  of  both  relativistic  and  invariant  mass  applies  even  to 

systems of particles created by pair production, where energy for new particles may 

come from kinetic energy of other particles, or from one or more photons as part of a 

system  that  includes  other  particles  besides  a  photon.  Again,  neither  the  relativistic 

nor the invariant mass of totally closed (that is, isolated) systems changes when new 



421 

particles are created. However, different inertial observers will disagree on the value 

of this conserved mass, if it is the relativistic mass (i.e., relativistic mass is conserved 

by not invariant). However, all observers agree on the value of the conserved mass if 

the mass being measured is the invariant mass (i.e., invariant mass is both conserved 

and invariant). 

The  mass-energy  equivalence  formula  gives  a  different  prediction  in  non-

isolated systems, since if energy is allowed to escape a system, both relativistic mass 

and  invariant  mass  will  escape  also.  In  this  case,  the  mass-energy  equivalence 

formula predicts that the change in mass of a system is associated 

with  the  change  in  its  energy  due  to  energy  being  added  or  subtracted: 

 

This  form  involving  changes  was  the  form  in  which  this  famous  equation  was 



originally  presented  by  Einstein.  In  this  sense,  mass  changes  in  any  system  are 

explained  simply  if  the  mass  of  the  energy  added  or  removed  from  the  system,  are 

taken into account. 

The formula implies that bound systems have an invariant mass (rest mass for 

the system) less than the sum of their parts, if the binding energy has been allowed to 

escape the system after the system has been bound. This may happen by converting 

system potential energy into some other kind of active energy, such as kinetic energy 

or  photons,  which  easily  escape  a  bound  system.  The  difference  in  system  masses, 

called a mass defect, is a measure of the binding energy in bound systems – in other 

words, the energy needed to break the system apart. The greater the mass defect, the 

larger  the  binding  energy.  The  binding  energy  (which  itself  has  mass)  must  be 

released (as light or heat) when the parts combine to form the bound system, and this 

is  the  reason  the  mass  of  the  bound  system  decreases  when  the  energy  leaves  the 

system.


 

The total invariant mass is actually conserved, when the mass of the binding 

energy that has escaped, is taken into account. 

Exceptions or caveats to mass/matter conservation 

Matter is not perfectly conserved 

The  principle  of  matter  conservation  may  be  considered  as  an  approximate 

physical law that is true only in the classical sense, without consideration of special 

relativity  andquantum  mechanics.  It  is  approximately  true  except  in  certain  high 

energy applications. 

A particular difficulty with the idea of conservation of "matter" is that "matter" 

is not a well-defined word scientifically, and when particles that are considered to be 

"matter" (such as electrons and positrons) are annihilated to make photons (which are 

often  not  considered  matter)  then  conservation  of  matter  does  not  take  place  over 

time,  even  within  isolated  systems.  However,  matter  is  conserved  to  such  an  extent 

that  matter  conservation  may  be  safely  assumed  in  chemical  reactions  and  all 

situations in which radioactivityand nuclear reactions are not involved. 

Even  when  matter  is  not  conserved,  the  collection  of  mass  and  energy  within 

the system are conserved. 

Open systems and thermodynamically closed systems 

Mass  is  also  not  generally  conserved  in  open  systems.  Such  is  the  case  when 

various  forms  of  energy  are  allowed  into,  or  out  of,  the  system  (see  for  example, 


422 

binding  energy).  However,  again  unless  radioactivity  or  nuclear  reactions  are 

involved,  the  amount  of  energy  escaping  such  systems  as  heat,  work,  or 

electromagnetic radiation is usually too small to be measured as a decrease in system 

mass. 

The  law  of  mass  conservation  for  isolated  systems  (totally  closed  to  all  mass 



and energy), as viewed over time from any single inertial frame, continues to be true 

in  modern  physics.  The  reason  for  this  is  that  relativistic  equations  show  that  even 

"massless"  particles  such  as  photons  still  add  mass  and  energy  to  isolated  systems, 

allowing  mass  (though  not  matter)  to  be  strictly  conserved  in  all  processes  where 

energy does not escape the system. In relativity, different observers may disagree as 

to  the  particular  value  of  the  conserved  mass  of  a  given  system,  but  each  observer 

will agree that this value does not change over time as long as the system is isolated 

(totally closed to everything). 

General relativity 

In  general  relativity,  the  total  invariant  mass  of  photons  in  an  expanding 

volume of space will decrease, due to the red shift of such an expansion (see Mass in 

general  relativity).  The  conservation  of  both  mass  and  energy  therefore  depends  on 

various  corrections  made  to  energy  in  the  theory,  due  to  the  changing  gravitational 

potential energy of such systems. [8] 




1   ...   44   45   46   47   48   49   50   51   ...   70


©emirb.org 2017
әкімшілігінің қараңыз

войти | регистрация
    Басты бет


загрузить материал