|
АТОМНО - МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ И ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ.
Период с 1200 по 1700 г. в истории химии принято называть алхимическим. Движущей силой алхимии в течение пяти веков являлся бесплодный поиск некоего философского камня, превращающего благородные металлы в золото. Однако, несмотря на всю абсурдность основной идеи, алхимия накопила богатейший арсенал определенных знаний и практических приемов, позволяющих осуществлять многообразные химические превращения. В начале XVIII в. накопленные знания приобретают практическую важность, что связано с началом интенсивного развития металлургии и с необходимостью объяснить сопутствующие процессы горения, окисления и восстановления. Перенесение интересов в актуальную практическую сферу человеческой деятельности позволило ставить и решать задачи, приведшие к открытию основных законов химии, и способствовало становлению химии как науки. Исключительное значение для развития химии имела научная теория горения, созданная М.В. Ломоносовым в результате опытов по прокаливанию металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах). Русский ученый установил, что если сосуд, содержащий металл, взвесить до и после прокаливания, не вскрывая его, то масса остается без изменений. При нагревании же металла во вскрытой реторте масса увеличивается за счет его соединения с воздухом, проникающим в сосуд. Эти наблюдения позволили сделать вывод, который в настоящее время формулируется следующим образом: Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Это положение, получившее название закона сохранения массы, является следствием всеобщего естественного закона сохранения материи и движения, сформулированного М.В. Ломоносовым как всеобщий естественный закон: «Все перемены в натуре случающиеся такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присоединится к другому: так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте. Сей всеобщий естественный закон простирается и в самые правила движения». При этом под материей М.В. Ломоносов фактически понимал вещество, а под мерой его количества – массу. Следующим шагом в развитии химии явилось установление положения о постоянстве состава веществ: Каждое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав (Ж. Пруст, 1801 г.). Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой из указанных ниже реакций:
В химически чистом образце этого оксида всегда содержится и . Отклонение от указанного состава свидетельствует о присутствии примесей. Утверждение, обратное положению о постоянстве состава веществ: каждому определенному составу отвечает только одно химическое соединение, неверно. Действительно, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав - , но отличаются друг от друга структурой молекул, т.е. порядком соединения в них атомов (изомеры). Установление закона сохранения массы и положения о постоянстве состава позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Значения масс атомов, выраженные в обычно используемых единицах массы (абсолютная атомная масса ), очень малы, поэтому применять их в повседневной практике крайне неудобно. Например, масса атома углерода равна: В связи с этим была введена особая единица – атомная единица массы (а.е.м.): Тогда значение атомной массы любого элемента может быть выражено в а.е.м. Одновременно в химии пользуются относительными атомными массами. Относительной атомной массой элемента называется отношение массы атома к (1/12) массе атома углерода. Обозначается относительная атомная масса элемента символом , где r – начальная буква слова relative – относительный. Важно, что в отличие от величины величина безразмерна. Связь между величинами и дается соотношением:
По аналогии для однозначной характеристики молекул вводится понятие абсолютной и относительной Относительной молекулярной массой вещества называется отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода. Значение абсолютной молекулярной массы определяется соотношением:
Кроме рассмотренных величин Моль равен количеству вещества, содержащего столько же структурных частиц данного вещества, сколько атомов содержится в углероде массой 12 г. Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и учитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится молярная масса вещества. Молярная масса вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества: где m – масса в граммах, ⋎ - количество вещества в молях, M – молярная масса в г/моль – постоянная величина для каждого данного вещества. Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента. Определение, данное молю, опирается на число структурных частиц, содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указанная масса углерода содержит атомов этого элемента. Следовательно, любой химический индивид количеством 1 моль содержит структурных частиц (атомов или молекул). Число было определено в начале XIX в. итальянским ученым А. Авогадро и носит название постоянной Авогадро. Оценка величины стала возможной после установления закона Авогадро (1811 г.). В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объёмов при одинаковых условиях, хотя и содержат одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы: масса одного газа во столько раз больше массы другого, во сколько раз относительная молекулярная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго, т.е. плотности газов относятся как их относительные молекулярные массы:
где – плотность газа (г/л), С помощью значения относительной плотности газа была определена относительная молекулярная масса и уточнен состав молекул многих веществ, находящихся в газообразном состоянии. Независимая оценка значения молярной массы
где p – давление газа в замкнутой системе, V – объем системы, m – масса газа, R – молярная газовая постоянная, равная , T – абсолютная температура. Итак, почти через полвека представления М.В. Ломоносова о молекулах (корпускулах) как о наименьших частицах простых и сложных веществ вновь возрождаются в трудах А. Авогадро. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов. Прошло ещё полвека, прежде чем на I Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) в сентябре 1860 г., были окончательно приняты основные химические представления (понятия об атомах и молекулах), зародившиеся в виде философского учения в Древней Греции (Левкипп, Демокрит, Эпикур), впервые развитые в виде научной концепции М.В. Ломоносовым, подтвержденные опытами Ж. Пруста, Д. Дальтона, Ж. Гей-Люссака и окончательно сформулированные в трудах А. Авогадро и его ученика С. Канниццаро. Таким образом, основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать следующим образом: 1. Все вещества состоят из молекул. 2. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических разрушаются. 3. Молекулы веществ состоят из атомов; при химических реакциях атомы в отличие от молекул сохраняются. 4. Атомы каждого вида (элемента) одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида (элемента). 5. Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.
|
