Содержание:
Введение
....................................................................................................... 3
1.ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ
....... 4
2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
..................................... 7
Список использованной литературы:
...................................................... 15
Введение
Пери
од с 1200 по 1700 г. в ис
тори
и химии принято называть алхимическим. Движущей силой алхимии в течение 5 веков являлся бесплодный поиск
некое
го философского камня, прев
ращающего бла
городные металлы в з
олото. Однако, несмотря на всю абсурдность основной идеи, алхимия накопила богатей
ший арсенал
определенных знаний и практических прие
мов, позв
оляющих осуще
ствлять многообразные химические превращения. В начале XVIII в. накоп
ленные знания приобретают практиче
скую важность, что связано с началом интенсивного развития металлургии и с необходимостью объяснит
ь сопутствующие процессы горения, окисления и
восстановления. Перенесение интересов в актуальную практическую сфе
ру человеческой деятельности позволило с
тавить и решать задачи, приведшие к открытию основных законов химии, и способствовало становлению химии как науки.
1.ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ
Исключительное
значение для развития химии имело атомно-мо
лекулярное учение, колыбелью которого является Древняя Греция. Атомистика древнегреческих материалистов отделена от нас 25-ве-ковым
периодом, однако логика греков поражает настолько, что философское учение о дискретном строении материи, развитое ими, невольно сливается в сознании с нашими сегодняшними представлениями.
Как же зародилась атомисти
ка? Основ
ным научным методом древнегреческих философов явля
лись ди
скуссия, спор. Для поиска “первопричин”
в спорах обсуждались многие ло
гические задачи, одной из котор
ых яв
лялась задача о камне: чт
о произойдет если нач
ать его дробить? Большинствофилософов считало, что этот проц
есс можн
о продолжать бесконечны
. И только Л
евкип
(500—440 до н.
э.)
и его школа утверждали, что этот процесс не бесконечен: при дроблении в конце концов
получится
такая частица, дальнейшее деление которой будет просто
невозможно. Основыв
аясь на этой концепции, Левки
пп утверждал: м
атериальный мир дискретен, он состоит из мельчайших
частиц и пустоты.
Уч
еник Левкиппа
Демокрит (460—370 до н. э.) назвал мельчайшие
частицы “не
делимые”, что по-гречески з
начит “ато
м”. Это название мы и
сп
ольз
уе
м и сегодня. Демокрит, разви
л новое учение
— “атомистику”, приписал атомам такие “современные”
свойства, как размер и форму, способность к движению.
Последователь Де
мокрита Эпикур (342—270 до н. э.) придал
древнегре
ческой атомистике зав
ершен
ность, предположив, что у атомов существует внутренний источн
ик дви
жения и они
сами способны взаимодейств
овать друг с другом.
Все положе
ния древнегреческой атомистики в
ыглядят удивитель
но современно,
и нам они, ес
те
ственно, понятн
ы. Ведь любой из нас, ссылаясь на опыт науки, может описать
множество интересных эк
спериментов,
подтверждающих справ
едливость любой из выдвинутых
концепций. Но сов
ершенно непонятны они были 20--2
5 веков
назад, поскольку н
икаких экспериментальных док
азательств, под
тверждающи
х справ
едливость своих идей, древ
негрече
ские
атомис
ты представить не могли.
Итак, хотя атомисти
ка древних греков и выглядит
удив
ительно современно, ни одно из ее положен
ий в то время не было дока
зано. Следовательно” атомистика, развитая Л ев к и п п о м,
Демокритом и Э п и кур о м,
была и о
стается просто догадкой, с
мелым предположением, философской концепцией, но подкрепленной
практикой. Это привело к тому, что одна из гениальных догадок чело
веческого разума постепенно была предана забвению.
Были и другие причины, из-за которых учение атомистов
было надолго забыто. К сожалению, атомисты
не оставили после себя систематических трудов, а отдельные записи с
поров и дис
куссий, которые были сделаны, лишь с трудом позволяли
составить п
равильное представление об учени
и в целом. Главное же заключается е том, что многие концепции атомистики были еретичны
и официальная церковь
не могла их поддерживать.
Об учении атомистов
не вспоминали почти 20 веков. И лишь в XVII в. идеи древнегреческих атомистов
были возрождены благодаря работам французского философа Пьера Гассенди
(1592—1655 гг.). Почти 20 лет он потратил;
чтобы восстановить и собрать воедино забытые концепции древнегреческих филос
офов, которые он подробн
о изложил в св
оих трудах “С) жизни,
нравах и учении Эпикура”
и “Свод филосо
фии Эпикура”. Эти две
книги, в которых воззрения древнегречески
х материалис
тов
впервые
были изложены системат
ически, стали “учебником” для ев
ропе
йски
х учен
ых и философов.
До этого единственным
источником, дав
ав
шим информацию о воз
зренияхД
е м
о к р
и т а
-а
э п и к у р
а, была
поэма римс
кого поэта Л у к р е ц и я “О природе вещей”.
История науки знает немало удивитель
ны
х совпадений.
Вот одно и
з них: возрож
де
ние древнегречес
кой атом
истики сов
пад
ае
т по време
ни с установ
лением
Р. Бойлем
(1627
—1
691 гг.) фунда
ментальной закономерности, описывающей и
зменения
об
ъема газа от его давления.
Ка
чест
венное объяснен
ие фактом,
наблюдаемых Бойлем,
может дать тол
ько атомистика: если газ име
ет дис
кретно
е строение,
т. е. состоит и
з атомов и пуст
оты,
то легкость его
сжатия обусловлена
с
ближением атомов в результате уменьшени
я свободного
пространства
м
ежду ними.
Перв
ая робкая попытка прим
ен
ения атом
исти
ки для объяснения
коли
чественно наблюдаемых явлений природы позволяет сде
лать два очень важных вывода:
1. Превратившись из философской гипотезы в научную концепцию,
атомистика может стать мощным инструментом, позволяющим давать единственно правильную трактовку самым разнообразным явлениям природы.
2. Для скорейшего превращения атомистики из философской ги
потезы в научную концепцию доказательство существования атомов
необходимо прежде всего искать при изучении газов, а не жидких и твердых веществ, которыми до этого занимались химики.
Однако пройдет еще около 100 лет, прежде чем химики вплотную займутся исследованием газов. Тогда-то и последует каскад открытий простых веществ: водород, кислород, азот, хлор. А несколько поз
же газы помогут установить те законы, которые принято называть основными законами химии. Они и позволят сформулировать основные положения атомно-молекулярного
учения.
2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯ
Т
ИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Зак
он сохранения массы. Исключительное значение для химии
имело
установление закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего естественного закона сохранения материи и движения, сформулированного М.В.Ломоносовым (1711—1765 гг.) как всеобщий естественный закон в 1748 г. в письме к Д.
Э
йлер
у: “
Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присов
окупится к другому, ежели, где убудет несколько материи, то умножится в
другом месте... Сей всеобщий закон простирается и в самые прав
ила движения; ибо тело,
движущее своей силой другое, столько же он
у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движ
ен
ие получает” (Ломоносов М.
В. Труды по физике и химии.—
М.,
1951.—
Т. II.-"
С. 188).
Эт
о положение, высказанное в виде философской концепции. М. В. Ломонос
ов подтвердил экспериментально в 1756 г., пов
торив опыты Р.
Б о и
л я по прокалив
анию металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах). Русс
кий учены
й уста
нови
л,
что ес
ли сосуд,
содержащи
й мета
лл,
взв
есить
до и после
прокалив
ания, не
вскрыв
ая его, т
о масса ос
тается бе
з изм
енений
. При наг
ревании
же металла во вскрытой реторте ма
с
са ув
ели
чива
ется з
а счет его с
оединени
я с воздухом, пр
оникающим в сосуд.
Ан
алоги
чных
вы
воды на основе э
кспе
римен
том
по прок
аливанию м
еталл
ов сделал
в
1777 г. и А. Лав
уазье (1743-
-179
4 гг.), которы
й (после открыти
я и 1774 г. Д. Пристли
кислорода)
уже зн
ал ка
че
ственный и количеств
соста
в воз
дух
а.
Например,
оксид углерода (IV) можно получить по любой и
з указанн
ых ниже реакций:
С+О2=СО2;
2СО+02=
2С02; СаСОз=
С02+С
аО
В химически чистом образ
це этого окс
ида всегда содержится 27,29%
С и 72,71%
О. Отклонение от указанного состава свидетельствует о присутствии примесей. Утверждение, обратное закону о постоянстве состава веществ: каждому определенному составу отвечает только одно химическое соединение, неверно. Действительно, диметиловый
эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав — С2НбО, но отличаются друг от друга структурой молекул, т. е.
порядком соединения
в них атомов (изомеры).
Закон
эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам (В. Рихтер, 1792—1794 гг.). Понятие эквивалента введено в химию для сопоставления соединительной способности различных элементов. Эквивалентом химиче
ского элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м.
(части массы) водорода или 8 ч. м.
кислорода или з
амещает эти массы в соединениях*
Отметим, что один и тот же элемент может иметь не один, а несколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде углерода (IV) равен трем, а в оксиде углерода (II) — шести.
Понятие эквивалента можно распространить и на сложные соединения типа кислот, солей и оснований.
Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соединения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической составной части (основания, соли).
В общем виде закон эквивалентов можно сформулировать следующим образом:
Во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, независимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.
Закон кратных отношений. Если два элемента образуют друг с Другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся
такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа (Д. Дальтон, 1803 г.).
^Д.
Дальтон (1776—1844 гг.) в дальнейшем, используя открыт
ый им закол
кратных отношений, закон эквивалентов и закон постоянства состава, создал новую версию атомистической теории, основан
ную на количественных соотношениях, возникающих при взаимодействии между химическими элементами.
Нетрудно
убедиться, что закон кратных отношений представляет с
обой дальнейшее развитие закона эквивалентов, основанное на после
довательном анализе рядов химических соединений, образующихся п
ри взаимодействии друг с другом двух любых химических элементов
. В простейшем случае указанный ряд может состоять из двух соединений.
Например, при вз
аимодействии углерода и кислорода: образуются
два соединения: оксид углерода (II) и оксид углерода-
(
IV).
Доказа
тельств
о постоянства соста
ва для самых разнообразных
хими
ческих соединении уже
являл
ос
ь само по себе сви
де
те
льс
твом в пользу дискретного строе
ния материи. При
менение же закона
постоянства состава для анализа
любого из указа
нных рядов пока
зывает, что существ
ов
ание дв
ух (или нескольких) соединений, образующихся п
ри взаимодей
стви
и любой пары химическ
их элементов
, возможно лишь в том случае, ког
да состав соедине
ний буде
т отличаться один от другого на целы
е атомы. Естеств
енн
о, что эти разли
чия в составе химических соединений ряда, впрочем, как и сами основные законы химии,справедливы лишь при условии
, что материя действительно состоит из мельчайших неделимых частиц.
Выдвигая новую версию атомисти
чес
кой теории, опирающуюся н
а основные химически
е законы, и отдавая дань
уважения древнегреческим философам-атомистам,
Д.
Дальтон сохранил предложенное ими
название для мельчайших неделимых частиц материи — атом.
И наконец, использование закона постоянства состава и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную — массу атома водорода. Так, том Дальтона, обладающий конкретным материальным свойством — атомной массой, из отвлеченной модели превратилс
я в конкретное
химическое понятие. С введением в химию понятия “атомная масса” наука переходит на более высокую ступень своего развития.
Вместе с тем атомистика Дальтона еще не свободна от недостатков: в ней нет места молекулам, а существуют только “сложные атомы”.
Закон объемных отношений и закон Авогадро.
Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему получающихся газообразных продуктов как простые целые числа (Ж. Ге
й-Л
ю
сса
к, 1805 г.). Этот закон находится в серьезном противоречии с выводами атомистики Дальтона.
Для объяснения наблюдавшихся Ж. Г
е
й-Люссаком
закономерностей соединения газов оказалось необходимым предположи
ть следующее:
1) любые газы (в том числе и простые) состоят не и
з атомов, а из молекул;
2) в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. А во га дров 1811 г., вошло в химию под именем закона Авог
адр
о. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус
отрицали возможност
ь существ
ования молекул, состоящи
х из нескольких одинаковых атомов. Прошло еще полвека, прежде чем на 1 Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ
(Германия) в сентябре 1860 г., были окончате
льно приняты основные химические представления (понятия об атомах и молекулах), зародившиеся в виде философского учения в Древней Греции (Л
евкип
п,
Демокрит, Эпикур), впервые развитые в виде научной концепции Д. Дальтоном, подтвержденные опытами Ж. Пруста, Ж. Гей-Люссака
и окончательно сформулированныев трудах А. Авогадро
и его ученика С.Канн
иццаро.
Таким образом, основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать следующим образом:
1. Все вещества состоят из атомов.
2. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида.
3. При взаимодействии атомов образуются молекулы: гомоядерные или гетероядерные.
4. При физических явлениях молекулы сохраняются; при химических – разрушаются; при химических реакциях атомы в отличии от молекул сохраняются.
5. Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.
Моль равен количеству вещества, с
одержаще
го столько же структурных частиц данного вещества, сколько атомов содержится
в
углероде массой 12 г.
Физико-химический смысл понятия “моль”
м
ожет быть уточнен после введения представлений об изотоп
ах.
Для удобства расчетов, проводимых на ос
новании химических реакций и учи
тывающих коли
чества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится молярна
я масса вещества.
Молярная масса М
ве
щества представляет со
бой отношен
ие его м
ассы к количеству вещества: М =m
V
гдеm
— мас
са в граммах,
v
— коли
чество веще
ства в молях, М — молярная масса в г/моль
— постоянная величина для каждого дан
ного вещес
тва.
Значение молярн
ой массы численно совпада
ет с относи
тельной молекулярн
ой массой вещества или относитель
ной атомной массой элемента.
Определение, данное молю, опирается на число структурных частиц, содержащихся в 12г
углерода. Было установлено, что указанная масса углерода содержит6,02
х10/23 атомов этого
элемента. Следовательно, любой хими
ческий индивид коли
чеством 1 моль содержит6,02
х10/23 структурных части
ц (атомов или молекул).
ЧислоN
/A=6.02*10/23 носи
т название постоянной Авогадро
и
выведено с испо
льзованием закона Авогадро
.
Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов при одинаковых условия
х, хотя и содерж
ат одинаков
ое число молекул,
имеют неодинаковые массы: масса одного га
за во столько раз больше массы другого, во сколько раз
относительная молекулярная масса первого больше,
чем отн
оси
тельная
молекулярная масса второго, т. е.
плотности газ
ов относятся как их отн
осительные молекулярные массы.
Независи
мая оценка значения молярной массы М мож
ет быть проведена на основании обобщенного у
равнения Кл
апейрона
— Мен
делее
ва:PV=m
хRT
M
Где Р – давление газа в замкнутой системе, V – объем системы, m – масса газа, R – молярная газовая постоянная, равная 8, 31*ДЖ/К*моль, Т – абсолютная температура.
Список использованной литературы:
1.Химия. Справочные материалы.М.-1989 г.
2. Общая и неорганическая химия. Т.Варламова, А. Кракова.М.-2000 г.