Атомно-молекулярное учение
ения 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 открытый им закол
кратных отношений, закон эквивалентов и закон постоянства состава, создал
новую версию атомистической теории, основанную на количественных
соотношениях, возникающих при взаимодействии между химическими элементами.
Нетрудно убедиться, что закон кратных отношений представляет собой
дальнейшее развитие закона эквивалентов, основанное на последовательном
анализе рядов химических соединений, образующихся при взаимодействии друг с
другом двух любых химических элементов. В простейшем случае указанный ряд
может состоять из двух соединений. Например, при взаимодействии углерода и
кислорода: образуются два соединения: оксид углерода (II) и оксид углерода-
(IV).
Доказательство постоянства состава для самых разнообразных химических
соединении уже являлось само по себе свидетельством в пользу дискретного
строения материи. Применение же закона постоянства состава для анализа
любого из указанных рядов показывает, что существование двух (или
нескольких) соединений, образующихся при взаимодействии любой пары
химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений
будет отличаться один от другого на целые атомы. Естественно, что эти
различия 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 атомистической теории, опирающуюся на основные
химические 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 превратился 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. Гей-Люссак, 1805 г.). Этот закон
находится в серьезном противоречии с выводами атомистики Дальтона.
Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком закономерностей
соединения газов оказалось необходимым предположить следующее:
1) любые газы (в том числе и простые) состоят не из 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 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 еще полвека,
прежде чем на 1 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 Д. Дальтоном, подтвержденные
опытами Ж. Пруста, 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:
Все вещества состоят из атомов.
Атомы каждого вида одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого
другого вида.
При взаимодействии атомов образуются молекулы: гомоядерные или
гетероядерные.
При физических явлениях молекулы сохраняются; при химических – разрушаются;
при химических реакциях атомы в отличии от молекул сохраняются.
Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых
атомов, из которых состоят первоначальные вещества.
Моль равен количеству вещества, содержащего столько же структурных
частиц данного вещества, сколько атомов содержится в углероде массой 12 г.
Физико-химический смысл понятия “моль” может быть уточнен после
введения представлений об изотопах.
Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и
учитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в
молях, вводится молярная масса вещества.
Молярная масса М вещества представляет собой отношение его массы к
количеству вещества: М =m
V
где m — масса в граммах, v — количество вещества в молях, М — 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 6,02х10/23 атомов этого элемента. Следовательно, любой
химический индивид количеством 1 моль содержит 6,02х10/23 структурных
частиц (атомов или молекул).
Число N/A=6.02*10/23 носит название постоянной Авогадро и выведено с
использованием закона Авогадро.
Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов 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.
Независимая оценка значения молярной массы М может быть проведена на
основании обобщенного уравнения Клапейрона — Менделеева: PV=m х
RT
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.
| |  скачать работу |
Атомно-молекулярное учение |
