Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Лекция № 1-2
Тема лекции: Введение. Основные понятия и законы химии.
План лекции:
1. Предмет, задачи и методы химии.
2. Место химии в системе естественных наук.
3. Основные этапы развития химии.
4. Значение химии в развитии медицины и фармации.
5. Вклад отечественных и зарубежных ученых в развитие химии.
Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир со всем богатством его различных форм и многообразием про исходящих в нем явлений.
Мир материален, все существующее представляет собой различные виды движущейся материи, непрерывно изменяющейся в своем движении и претерпевающей различные превращения.
Определяющий признак материи - способность вызывать в человеческом организме ощущения.
Вся природа, весь мир, объективно существуют вне и независимо от сознания человека. Наши же ощущения, усиленные и проверенные с помощью приборов, позволяют глубоко проникнуть в тайны ее строения - познать материю.
Материя как объективная реальность существует в двух известных формах: вещество и поле.
ВЕЩЕСТВОМ называют ту форму существования материи, в которой он, проявляет себя, прежде всего, в виде частиц, имеющих собственную массу (или массу покоя). Это - так называемые элементарные частицы (электроны, протоны, нейтроны), атомные ядра, атомы, молекулы, агрегаты молекул (кристаллы, жидкости, газы), растительные и животные ткани и т.д.
ПОЛЕ (поле тяготения - гравитационное поле, электромагнитное, внутриядерных сил и др.) - это такая форма существования материи, которая характеризуется в своем проявлении прежде всего энергией, а не массой, хотя и обладает последней.
Движение, как постоянное изменение (ВСЕ ДВИЖЕТСЯ, ВСЕ ИЗМЕНЯЕТ СЯ), присуще всей материи и мы не должны понимать его узко механи чески, как простое перемещение частиц в пространстве. Формы движе ния материи чрезвычайно разнообразны. В широком смысле слова под движением понимают любой процесс изменения, в том числе мышление и процессы общественного развития.
Современное учение о материи отражает ее дискретность (латинс кое слово discretus - прерывистый, состоящий из отдельных частиц), поскольку любое тело и любое поле оказывается составленными из "эле ментарных тел" и "элементарных" полей - так называемых микрочастиц и микрополей. (Латинское слово elementaris - элементарный, перво начальный, простейший, основной).
МАССЫ МИКРОЧАСТИЦ ЧРЕЗВЫЧАЙНО МАЛЫ ПО СРАВНЕНИЮ С МАССАМИ ЗНАКО МЫХ НАМ ИЗ ОБЫЧНОЙ ЖИЗНИ МИКРОСКОПИЧЕСКИХ ТЕЛ. Так, атомы (сложные частицы) имеют массы порядка 10-24 – 10-22 г.
Движение микрочастиц изучается классической физикой.
Свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц качест венно отличаются от свойств и закономерностей движения привычных нам микроскопических тел, их движения и взаимодействие рассматривается квантовой теорией (квантовой механикой).
Отдельные формы движения материи изучаются различными науками: физикой, химией, биологией и др. Химия изучает ту его форму, в результате которой происходит соединение атомов с образованием опре деленных веществ.
ХИМИЯ ЕСТЬ НАУКА О СТРОЕНИИ, СВОЙСТВАХ И ПРЕВРАЩЕНИИ ВЕЩЕСТВ. ПРЕДМЕТОМ ХИМИИ ЯВЛЯЕТСЯ ТАКЖЕ И ВЗАИМОПРЕВРАЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОЙ И ДРУГИХ ФОРМ ЭНЕРГИИ, ПРИСУЩЕЕ ВСЕМ ХИМИЧЕСКИМ ПРОЦЕССАМ.
Например - химические процессы могут протекать с выделением или поглощением тепла, излучением света, возникновением электрического тока и т.д.
3начение химии для народного хозяйства. Место химии в системе естественных наук
В современной жизни химия играет исключительно важную роль. Нет ни одной отрасли народного хозяйства, которая, так или иначе, не была бы связана с химией. Еще в 1751 году наш соотечественник, гениальный ученый М.В. Ломоносов сказал: "Широко простирает химия руки свои в дела человеческие. Куда ни посмотри, куда ни оглянись - везде отра жаются перед очами нашими успехи ее применения".
Из задач химии вытекает ее значение. Природа дает нам лишь исход ное сырье - древесину, руду, уголь, нефть и т.д. Подвергая природные материалы химической переработке, получают разнообразные вещества - минеральные удобрения, пластические массы, краски, кислоты, лекарст венные вещества и т.д.
До 1917 г. химическая промышленность была слабо развитой, носила, в основном, полукустарный характер, выпускался ограниченный ассортимент химических продуктов, многие из которых вво зились из-за границы, несмотря на собственные огромные запасы сырья.
Научная деятельность отечественных ученых редко встречала поддерж ку со стороны правительства, государства, однако отечественные уче ные - химики, несмотря на эти неблагоприятные условия, внесли огром ный вклад в развитие химической науки.
В послереволюционный период началось строительство химической ин дустрии, которая стала на современный путь уже в период 1928-1932 го дов.
Особенно бурное развитие химия и химическая промышленность получи ла в 60-е годы нашего века. Была принята программа ускоренного раз вития химической промышленности (особенно производство синтетических материалов и изделий из них).
ХИМИЧЕСКАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ ЯВЛЯЕТСЯ САМОЙ РЕВОЛЮЦИОННОЙ ОТРАСЛЬЮ НАРОДНОГО ХОЗЯЙСТВА, ОКАЗЫВАЮЩЕЙ РЕШАЮЩЕЕ ВОЗДЕЙСТВИЕ НА РАЗВИТИЕ ВСЕЙ ЭКОНОМИКИ. ХИМИЧЕСКАЯ ПРОМЫШЛЕННОСТЬ ЯВЛЯЕТСЯ ОДНИМ ИЗ ВАЖНЕЙ ШИХ УСЛОВИЙ ДЛЯ СОЗДАНИЯ МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЙ БАЗЫ СОВРЕМЕННОГО ХОЗЯЙСТВА.
Приведу в качестве примера рост важнейших видов химической продук ции в бывшем Союзе:
|
Химическая продукция |
Единица измерения |
1980г. |
1985г. |
|
Минеральные удобрения Синтетические смолы Волокна и нити химические Цемент |
млн. т. тыс. т. млн. т. |
104 3,64 1176 124 |
150-155 6,25 1600 142 |
С первых дней своего существования человек искал в окружающей при роде различные средства, облегчающие страдания больного. На первых порах это были различные растения, которые применялись в первую очередь как съедобные вещества, однако, они оказывали иногда ядовитое или лечебное воздействие, помогали при тех или иных заболеваниях. В дальнейшем охота на животных приводит к использованию в качестве ле карственных средств жира, крови, костного мозга, печени и т.д. Позна комился человек также и с лекарственными средствами минерального про исхождения, главным образом минеральными водами.
В настоящее время можно разделить все лекарственные вещества на неорганические и органические; получают их как из природного сырья, так и искусственным путем, т.е. в результате синтеза.
Получение лекарственного препарата весьма трудоемкий процесс, тре бующий участия в процессе людей - специалистов различных областей знаний: химиков, биологов, микробиологов, фармакологов, технологов, токсикологов и т.д.
К моменту развала Советского Союза страна производила около 3000 тысяч наименований индивидуальных субстанций (в то время как разви тые страны для наиболее полного решения проблем здравоохранения должны выпускать по нормативам ВОЗ 12.000 – 15.000 тысяч индивидуальных субстанций), а Украина в тот период производила только 7 наименований. Химико-фармацевтические заводы Украины производили в основном лекар ственные формы: таблетки, мази, суспензии, растворы, инфекционные ле карственные формы, капсулы, аэрозоли и т.д. Однако отечественная хи мико-фармацевтическая промышленность в основном обеспечивала населе ние нашей страны лекарственными средствами для лечения большинства заболеваний. Мы выпускали высокоэффективные препараты: сульфаниламиды, антибиотики, алкалоиды, гормональные препараты, инсулин и др.
К тому времени были побеждены оспа, холера, малярия, успешно ве лась борьба с туберкулезом, сердечно-сосудистыми заболеваниями, он кологическими болезнями и т.д.
В настоящее время в Украине создаются и проводят большую работу по синтезу и изысканию новых лекарственных препаратов крупнейший научно-производственный центр (Государственный научный центр лекарст венных средств, г. Харьков), в решении создания оригинальных отечественных препаратов принимают участие ученые Запорожского государственного медицинского университета: проф. Мазур И.А. - тиотриазолин, проф. Кныш Е.Г., доцент Панасенко А.И.; ученые Украинской фармацевтической академии: проф. Черных В.П., проф. Безуглый Н.А. и др.).
Многие болезни, уносившие колоссальное количество человеческих жизней, побеждены в передовых странах.
Для Вас, изучающих общую и неорганическую химию, это первый этап на пути к диплому провизора. Без знания неорганической химии невоз можно продвижение вперед, т.е. изучение органической, аналитической, физической, коллоидной и других химических дисциплин, особенно фар мацевтической химии, формирующей специалиста-провизора.
Человеческая мысль издавна стремилась раскрыть тайну состава и физического строения вещества. Еще древнегреческие философы за нес колько веков до н.э. освободили свои философские размышления о при роде от различных мифологических представлений и настойчиво искали "первичную материю" или органическое число первоначал – стихий, из которых по их мнению должны состоять все тела мира.
В качестве первоначал (стихий) принималась вода. (Фалес, VI в. до н.э.); воздух (Анаксимен), огонь (Гераклит), V в. до н.э.) или земля (Эмпедокл).
Аристотель (384-322 гг. до н.э.) полагал, что четыре первоначала (стихии) не являются материальными субстанциями, а служат лишь носи телями определенных свойств (или качеств) веществ. Например, каждая стихия обладает двумя свойствами: вода - холодная и влажная; огонь - теплый и сухой и т.д.
Особое место в истории естествознания занимает атомистическая гипотеза ЛЕВКИПА и ДЕМОКРИТА (VI - V вв. до н.э.). Гипотеза - научное предположение, выдвигаемое для объяснения данного явления и его свя зи с другими.
Но атомистические воззрения древних были забыты и вместо них полу чило широкое распространение учение АРИСТОТЕЛЯ о четырех стихиях - качествах, которое господствовало в науке более 17 веков. На его ос нове родилась алхимия (арабская приставка АЛ к некоторым наименовани ям) - которая особенно в Западной Европе, представляла собой антина учное, реакционное течение в науке. Алхимики занимались поисками та инственного философского камня, который дал бы возможность превращать неблагородные металлы в золото.
С другой стороны, алхимики оставили в наследство исключительно ценный метод работы - эксперимент; открыли много новых соединений и раз работали различные химические операции, связанные с обработкой веществ.
Реформа алхимии была начата в ХV в. ПАРАЦЕЛЬСОМ (Теофраст Бомбаст фон Гогенгейм - 1493-1541 гг.), который считал основной проблемой - применение химии в медицине. Это так называемый ятрохимический пери од (греч. ятрос – врач).
С открытой критиков алхимии впервые выступил английский физик и химик Роберт Бойль, сознательно применивший научный метод в химии. Работы Р. Бойля и его метод исследования оказали большое влияние на дальнейшее развитие химии. Однако, в начале ХVШ века возникла и рас пространилась теория флогистона (немецкий химик Шталь), которая при вела к тому, что все химические представления стали рассматриваться с точки зрения флогистонирования и дефлогистонирования. Например, го рение трактовалось как процесс распада горючего тела с выделением флогистона, который рассматривался как один из невесомых флюидов (часто даже обладал "отрицательным" весом). Это неизбежно привело к приз нанию и других "невесомых" флюидов - теплорода, светорода и т.д., при помощи которых пытались объяснить тепловые явления, световые и др. Таким образом, при горении металла выделяется флогистон и от металла остается только зола ("известь"); при нагревании ее с углем, металл восстанавливался, следовательно, уголь содержит много флогистона. После открытия водорода и установления его восстановительных свойств, счи тали, что водород - чистый флогистон. РАЗНИЦА В МАССЕ ЧИСТОГО МЕТАЛ ЛА И ЕГО ОКИСЛА НЕ СЧИТАЛАСЬ СУЩЕСТВЕННЫМ ДЛЯ УЧЕНЫХ ТОГО ВРЕМЕНИ, Т.К. НЕ БЫЛ ОТКРЫТ ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ.
Исходя из идеи о несотворимости атомов и опираясь на собственные наблюдения, в 1748 году М.В. Ломоносов впервые формулирует закон сох ранения материи и движения:
“... все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому... Сей всеобщий закон простирается и в самые правила движе ния: ибо тело, движущее своею силою другое, столько же оные у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает”.
Спустя 8 лет этот закон он подтвердил экспериментально. Прокали вая металлы в запаянных сосудах, М.В.Ломоносов нашел, что во всех слу чаях масса сосуда с содержимым до реакции равна его массе после ре акции. Применительно к химическим процессам закон Ломоносова форму лируется теперь как закон сохранения массы веществ: “Масса всех ве ществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции".
В 1774 году французский химик Лавуазье повторил опыты Ломоносова и получил те же результаты. Работы этих ученых способствовали быст рому росту химических наук. Закон сохранения массы веществ является одним из основных законов природы. Он доказывает, что ничего не ис чезает бесследно и не возникает из ничего, что материя всегда суще ствовала и будет существовать, подвергаясь изменения, переходя из одной формы в другую. В СООТВЕТСТВИИ С ДОСТИЖЕНИЯМИ ФИЗИКИ XX ВЕКА, ЗА КОН СОХРАНЕНИЙ МАССЫ ВЕЩЕСТВ ДОЛЖЕН БЫТЬ ЗАМЕНЕН БОЛЕЕ ОБЩИМ ЗАКОНОМ СОХРАНЕНИЯ МАТЕРИИ. ТОЛЬКО МАТЕРИЯ ВО ВСЕХ ПРОЦЕССАХ СОХРАНЯЕТСЯ ПОСТОЯННОЙ, А МАССА, КАК ОДНА ИЗ ХАРАКТЕРИСТИК МАТЕРИИ, МОЖЕТ ПЕРЕХОДИТЬ В ДРУГУЮ ЕЕ ХАРАКТЕРИСТИКУ – ЭНЕРГИЮ, ЧТО ВЫРАЖАЕТСЯ УРАВНЕНИЕМ ЭНШТЕЙНА: Е = мс2, где Е - энергия;
м - масса;
с - скорость света.
Уравнение Е = мс2 нельзя трактовать так, что масса переходит в энергию или, наоборот, энергия в массу. Масса и энергия - свойства материи: масса - мера инертности, энергия - мера движения материи, и они не превращаются .друг в .друга. Приведенное уравнение показывает, что изменение массы данной системы обязательно сопровождается изме нением энергии. Таким образом, масса и энергия - основные, неотъемлемые свойства движущейся материи - обнаруживают неразрывную связь.
Это значит, что существует глубокая взаимосвязь и между основными, фундаментальными законами всего современного естествознания - законов сохранения массы и законом сохранения и превращения энергии.
В конце ХVШ века французский химик Пруст на основании тщательных количественных исследований открыл закон постоянства состава:
"КАЖДОЕ ХИМИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ, НЕЗАВИСИМО ОТ СПОСОБА ЕГО ПОЛУЧЕНИЯ ИМЕЕТ ОДИН И ТОТ ЖЕ ПОСТОЯННЫЙ СОСТАВ".
Например: СаСО3 СаО + СО2
С + О2 СО2
Nа2СО3 + 2НС1 2NаС1 + СО2 + Н2О
На основании этих уравнений можно сделать следующий вывод:
ЕСЛИ СОСТАВ ВЕЩЕСТВА НЕ ЗАВИСИТ ОТ СПОСОБА ЕГО ПОЛУЧЕНИИ, ТО, СЛЕДОВАТЕЛЬНО, ЭЛЕМЕНТЫ, ОБРАЗУЮЩИЕ ЭТО ВЕЩЕСТВО, СПОСОБНЫ СОЕДИНЯТЬСЯ МЕЖДУ СОБОЙ ТОЛЬКО В СТРОГО ОПРЕДЕЛЕННЫХ ВЕСОВЫХ КОЛИЧЕСТВАХ. ПОЭТОМУ И ОБРАЗУЮТ СЯ ВЕЩЕСТВА ОПРЕДЕЛЕННОГО, А НЕ ПРОИЗВОЛЬНОГО СОСТАВА. Вторая Формулировка закона Пруста: "ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ СОЕДИНЯЮТСЯ МЕЖДУ СОБОЙ В СТРОГО ОПРЕДЕЛЕННЫХ ВЕСОВЫХ КОЛИЧЕСТВАХ".
Закон постоянства состава дает возможность провести границу между химическим соединением и смесью, которая состоит из произвольных ко личеств, и не обладает постоянством состава: Например: Те и S.
ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ
Из второй формулировки закона Пруста следует: существуют такие соотношения масс элементов, при которых последние взаимодействуют друг с другом без остатка. Эти соотношения были изучены и систематизированы Д. Дальтоном, который ввел в науку представление о соединитель ных весах элементов, называемых впоследствии "ЭКВИВАЛЕНТАМИ".
ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ - это такое весовое количество элемента или сложного вещества, которое взаимодействует без остатка с 8-ю весовыми частями кислорода, или с I (точнее 1,008) весовыми частями водорода или замещают их в соединениях.
Стандартными эквивалентам количествами для реакций соединения, замещения и обмена принято считать соотношение масс кислорода и водорода, т.е. 1,008:8,000.
Если элемент образует несколько соединений с кислородом или другими элементами, то у него может быть несколько эквивалентов:
СО 8 в.ч. "О" – 6 в.ч. "С"
СО2 8 в.ч. "О" – 3 в.ч. "С"
Рассматривая различные эквиваленты одного и того же элемента вид но, что они кратны наименьшему из них. Так, эквиваленты углерода в соединениях СО и СО2, равны 3 и 6, а отношение между ними 1:2.
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
"ВЕЩЕСТВА ВЗАИМОДЕЙСТВУЮТ МЕЖДУ СОБОЙ В КОЛИЧЕСТВАХ, ПРОПОРЦИОНА ЛЬНЫХ ИХ ЭКВИВАЛЕНТАМ".
Математическое выражение закона:
МА = ЭА
МВ ЭВ т.е. весовые количества, в которых элементы соединяются друг с другом пропорциональны их эквивалентам.
Для расчетов в химии применяется величина, называемая грамм-экви валентом.
МАССА ЭЛЕМЕНТА ИЛИ ВЕЩЕСТВА В ГРАММАХ, ЧИСЛЕННО РАВНАЯ ЭКВИВАЛЕНТУ, НАЗЫВАЕТСЯ ГРАММ-ЭКВИВАЛЕНТОМ.
ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ
В результате изучения случаев, когда два элемента образуют неско лько соединений, английский ученый Д. Дальтон в 1803 году пришел к выводу: "ЕСЛИ ДВА ЭЛЕМЕНТА ОБРАЗУЮТ МЕЖДУ СОБОЙ НЕСКОЛЬКО СОЕДИНЕНИЙ, ТО МАССЫ ОДНОГО ИЗ ЭЛЕМЕНТОВ В ЭТИХ СОЕДИНЕНИЯХ, ПРИХОДЯЩИЕСЯ НА ОДНУ И ТУ ЖЕ МАССУ ДРУГОГО ЭЛЕМЕНТА, ОТНОСЯТСЯ МЕЖДУ СОБОЙ КАК НЕБОЛЬШИЕ ЦЕЛЫЕ ЧИСЛА". Например: N2О, NО, N2О3, NО2 и N2O5 - пять оксидов азота. Рассчитаем весовые количества азота и кислорода в этих соедине ниях: N2О на 28 в.ч. "N" ----- 16 в.ч. "О"
I в.ч. "N" ----- х
x = 0, 57 и аналогично для других оксидов;
получаем:
|
Оксид |
Весовых частей азота |
Весовых частей кислорода |
Отношение весовых количеств кислорода к азоту |
|
N2О |
I |
0,57 |
1 |
|
NО |
I |
1,14 |
2 |
|
N2О3 |
I |
1,71 |
3 |
|
NО2 |
I |
2,28 |
4 |
|
N2O5 |
I |
2,85 |
5 |
Весовые количества кислорода в этих соединениях относятся к наи меньшему из них (0,57) как небольшие целые числа: 1:2:3:4:5.
Или иными словами: один элемент может соединяться с одной и той же массой другого элемента в разных количествах, но обязательно таким образом, чтобы все эт количества были кратны наименьшему из них.
ДАЛЬТОНИДЫ И БЕРТОЛИДЫ
После открытия закона Пруста "химическое соединение" дополнилось еще одной чертой - постоянством состава.
ХИМИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ - это индивидуальное вещество, имеющее пос тоянный состав.
Однако оказалось, что этот закон не является всеобщим, а имеет существенные ограничения, т.к. в настоящее время известны соединения, имеющие не постоянный, а переменный состав.
Например: титан образует с водородом соединения, имеющие не пос тоянный, а переменный состав; количество водорода в соединениях ко леблется в пределах от I до 2-х атомов на I атом титана.
Формула записывается: ТiН1-2
ТiC0,6-1
Таким образом, наряду с соединениями с постоянным составом могут
быть соединения с переменным составом. Соединения переменного состава называются БЕРТОЛИДАМИ; постоянного - ДАЛЬТОНИДАМИ.
К последним относятся соединения с молекулярной структурой (Н2О, СО2, NH3 и т.д.), а так же ионные вещества, из которых вследствие противоположного заряда ионов переменность состава проявляется ред ко.
Закон кратных отношений, указывая на прерывность состава, приво дит к выводу о дискретном состоянии вещества, к существованию каких-то маленьких частиц.
Дискретность - лат. discretus - прерывистый, состоящий из опреде ленных частиц.
ЗАКОН ОБЪЕМНЫХ ОТНОШЕНИЙ
Открыт Жаном Гей-Люссаком в 1808 году: “ПРИ ПОСТОЯННОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ И НЕИЗМЕННОМ ДАВЛЕНИИ ОБЪЕМ ГАЗОВ, ВСТУПАЮЩИХ В РЕАКЦИЮ, ТАК ОТ НОСЯТСЯ МЕЖДУ СОБОЙ, А ТАКЖЕ К ОБЪЕМАМ ГАЗООБРАЗНЫХ ПРОДУКТОВ РЕАКЦИИ, КАК НЕБОЛЬШИЕ ЦЕЛЫЕ ЧИСЛА”.
Если смешать равные объемы водорода и хлора, пропустить череэ смесь электрическую искру или выставить на яркий солнечный свет, то происходит взрыв и образуется новое газообразное вещество - хлороводород.
I л Н + I л С1 = 2 л НС1
Отношение 1:1:2
Исследования Гей-Люссака привлекли общее внимание химиков. Было высказано предположение, что в равных объемах различных газов содер жится одинаковое число атомов, поэтому при взаимодействии равных объемов газов (Н2 и С12), один атом водорода соединяется с одним атомом хлора; таким образом в виде уравнения это можно записать так:
Н +С1 = НС1, но в этом случае объемные отношения равны 1:1:1, а не 1:1:2. Подлинное объяснение закономерности, найденное Гей-Люссаком, было дано итальянским уче ным А. Авогадро, но физический смысл этого закона был раскрыт неско лько позднее в результате развития атомно-молекулярной теории.
АТОМНО-МОЛЕКУЛйРНАЯ ТЕОРИЯ
Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены
М.В. Ломоносовым (1741 г.) в одной из его первых работ "Элементы математической химии", в которой он сформулировал важнейшие положения корпус кулярной теории строения вещества.
Дальнейшее развитие атомистические представления получили в рабо тах Д. Дальтона:
Таким образом, Дальтон активно отвергал предположение о возможности существования простых веществ в виде молекул.
Какие же наблюдения наводили ученых на мысль о реальном существо вании атомов и молекул?
ЗАКОН АВОГАДРО
В 1811 году Авогадро выдвинул гипотезу, что элементарные водород, хлор, кислород и азот в обычном газообразном состоянии находятся в виде молекул, состоящих из двух атомов: Н2, С12, N2 и О2. Согласно Авагадро: "В равных объемах газов при одинаковых температуре и .дав лении содержится одинаковое число молекул". На основании большого экспериментального материала эта гипотеза получила силу закона. Т4аким образом, Авогадро предложил ввести представление о молекуле, как наиме ньшей частице вещества, способной к самостоятельному существованию, а также об атоме - как наименьшем количестве элемента в молекулах раз личных соединений.
Исходя из сказанного, уравнение взаимодействия водорода и хлора теперь можно записать так:
Н2 + С12 = 2НС1 а это хорошо согласуется с законом объемных отношений
1 : 1 : 2 Гей-Люссака.
В 1860 году в г. Карлсруэ состоялся I Международный съезд химиков (присутствовало 150 ученых из различных стран, в том числе 7 из Рос сийской империи). Цель съезда - разрешение противоречий, возникших в мировой химической литературе и связаных с различным толкованием атомно-молекулярных представлений. Съездом были приняты следующие опреде ления:
А т о м - наименьшая частица элемента, обладающая всеми его хими ческими свойствами.
М о л е к у л а - наименьшая частица простого или сложного вещест ва, обладающая всеми его химическими свойствами и спо собная к самостоятельному существованию. Молекула не может дробиться дальше без потери химических свойств данного вещества.
Х и м и ч е с к и й э л е м е н т - вид атомов, характеризую щийся определенной совокупностью свойств.
1. Каждый отдельный атом является химическим элементом, но сочета ние атомов уже не будет элементом;
а) путем соединения атомов одного и того же элемента образуются простые вещества;
б) сочетание же атомов различных элементов приводит к образованию сложного вещества.
2. Различие между простым веществом и элементом особенно наглядно, если взять несколько простых веществ, состоящих из одного и того же элемента. Например, фосфор белый и красный, графит и алмаз, кислород и озон - простые вещества, резко отличающиеся по своим свойствам, хо тя и являются лишь различными формами элементов фосфора, углерода и кислорода соответственно. Подтвердить это можно тем, что эти простые вещества, соединяясь с другими простыми веществами, образуют одно и то же сложное вещество. Например:
графит + О2 СО2
алмаз + О2 СО2
Способность элемента существовать в виде нескольких простых тел называется аллотропией, а различные простые вещества одного и того же элемента - аллотропическими видоизменениями.
АТОМНАЯ И МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССЫ
Атомы и молекулы чрезвычайно малы, поэтому непосредственно их наб людать не удалось. Однако косвенным путем наука не только доказала их наличие, но и определила размеры и даже массу. Так, установлено, что масса атома водорода равна 1,626 .10-24 г. На практике пользуются не абсолютными, а относительными весами атомов и молекул.
Атомной массой элемента называется масса его атома, выраженная в углеродных единицах (единица атомной массы - 1/12 часть массы нейтрального атома углерода С12 ).
Молекулярной массой вещества называется масса его молекулы, выраженная в углеродных единицах. В химии для количественных расчетов введены следующие единицы массы: грамм-атом и грамм-молекула.
Грамм-атом - число граммов, равное атомной массе элемента.
Грамм-молекула - число граммов вещества, равное его молекуляр ной массе.
Следствия из закона Авогадро. Понятие о грамм-молекулярном объеме
Если экспериментально определить массу I л любого газа, то можно легко вычислить объем, какой будет занимать грамм-молекула его при нормальных условиях (давление 760 мм. рт. ст. и температура - 0°С).
Например: а) масса I л водорода = 0,08988 г.
г-моль Н2 = 2,016 г., отсюда:
I л - 0,08988 г х = 2,016 . I = 22,4 л
х - 2,016 0,08988
б) масса I л NН3 = 0,7708 г.
г-моль NН3 = 17,27 г. таким образом:
I л - 0,7708 х = 17,27 . I = 22,4 л
0,7708
х - 17,27
Следовательно:
Н2 I грам-моль - 6,023 . 1023 молекул
NаС1 I г-моль - 6,023 . 1023 молекул
Н2SО4 I г-моль - 6,023 . 1023 молекул
4. Подобно грамм-молекулам веществ и грамм-атомы элементов содер жат одинаковое число атомов; а грамм-ионы - одинаковое число ионов, равное числу Авогадро.
Nа0 I г-ат. (23 г.) - 6,023 . 1023 атомов;
Na+ I г-ион (23 г.) - 6,023 . 1023 ионов.
Чтобы сравнить, насколько велико количество молекул, содержащихся в I г-моле любого вещества, в литературе приведены такие данные:
На основании закона Авогадро появилась возможность определения молекулярных масс газообразных веществ.
1. Если известна масса некоторого объема газа при нормальных усло виях, то можно вычислить вес (массу) грамм-молекулы, т.е. его молекулярную массу.
Например: I л водорода - 0,08988 г
22,4 л - х х = 22,4 . 0,08988 = 2,016 г.
I
2. Грамм-молекулярный объем 22,4 л., масса в граммах I л газа
(плотность) и грамм-молекулярная масса М (при нормальных условиях), связаны между собой следующей зависимостью:
М = 22,4 . d см. предыдущий пример: М = 22,4 . 08988 г. = 2,016 г.
3. Молекулярную массу можно рассчитать на основании уравнения Менделеева-Клайперона: рV = m RT или М = mRT
M рV
где М - молекулярная масса;
m - масса;
V - объем;
Т - абсолютная температура;
р - давление;
R - универсальная газовая постоянная, численное значение кото рой зависит от тех единиц, в которых выражается давление и объем.
R = 62400 мл. мм. рт. ст./град. моль;
R = 0,082 л. атм./град. моль;
R = 8,314 н. м./град. моль, если выражать давление и объем в еди ницах системы СИ - давление в ньютонах на квадратный метр, а объем в кубических метрах.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ АТОМНЫХ МАСС
1. Метод Каницарро
Этот метод пригоден для определения атомных масс элементов, обра зующих летучие соединения. Для этого необходимо определить молекуляр ные массы нескольких летучих соединений данного элемента, найти их процентный состав и вычислить долю от молекулярной массы, которая при ходится на данный элемент. Так как элемент не может быть представлен в своих соединениях меньше, чем одним атомом, то наименьшая доля от молекулярной массы, которая приходится на данный элемент в различных соединениях, и будет его атомной массой. Например:
|
Соединение |
Молекуляр ная масса |
Содержание углерода |
|
|
% |
в.ч. |
||
|
СО2 |
44 |
23,7 |
12 |
|
СН4 |
16 |
75 |
12 |
|
НССН |
26 |
92,3 |
24 |
|
С6Н6 |
78 |
92,3 |
72 |
Расчет весовых частей (в.ч.) - последняя колонка, проводится по про порции:
а) 23,7(%) "С" - 100 г в-ва х = 44 . 23,7 = 12
х - 44 100
б) 75 - 100 х = 16 . 75 = 12 и т.д.
х - 16 100
2. Определение атомных масс на основании закона Дюлонга и Пти (правило Дюлонга и Пти).
Изучая теплоемкость металлов французские ученые Дюлонг и Пти в 1819 году открыли следующую закономерность, согласно которой:
произведение удельной теплоемкости простого вещества в твердом состоянии на атомную массу соответствующего элемента является величиной приблизительно постоянной и равной в среднем 6,4 кал/г-ат . град.
Так как это произведение представляет собой количество тепла, не обходимое для нагревания I грамм-атома элемента на 1°С, то оно называ ется атомной теплоемкостью:
А • с = 6,4 где
6,4 - атомная теплоемкость;
А - атомная масса элемента;
с - удельная теплоемкость.
Отсюда: А = 6,4/с
Удельную теплоемкость (с) легко определить экспериментально, по этому разделив 6,4 на удельную теплоемкость, можно определить прибли зительно значение атомной массы соответствующего элемента. Ее (атом ную массу) уточняют с помощью эквивалента элемента, который определя ют на основании химического анализа соединений данного элемента с во дородом или кислородом. Между эквивалентом элемента и его атомной массой (весом) существует следующее соотношение: атомная масса (вес) элемента всегда является величиной, кратной его эквиваленту, т.е. или равяняется эквиваленту, или в целое число раз больше его.
Рассматривая закон эквивалентов, мы видим, что вещества взаимодей ствуют между собой не в любых, а в строго определенных (эквивалентных) количествах. Т.е. атомы одного простого вещества при взаимодействии с атомами .другого простого вещества образуют молекулы сложного вещества строго определенного состава, в котором на один атом одного элемента приходится строго определенное количество .другого элемента. Точно так же один атом одного элемента может заместить в сложном веществе тоже только вполне определенное количество атомов другого элемента. Отсюда и возникло первоначальное понятие о валентности.
Валентность выражается числом, показывающим способность атомов одно го элемента присоединять или замещать строго определенное количество атомов другого элемента.
Мерой валентности является валентность атома водорода, принятая за единицу.
Между эквивалентом, валентностью и атомной массой справедливо такое
соотношенве: Э = А/В или В = А/Э или' А = Э . В
Пользуясь этой зависимостью, нетрудно установить точную атомную массу эле мента, если известна его приблизительная атомная масса и эквивалент.
Пример №1: Оксид содержит 78,7% металла и 21,3% кислорода. Удельная теплоемкость металла с = 0,05. Вычислить его атомную массу.
Решение: 1. По правилу Дюлонга и Пти определяем приближенное значе ние атомной массы: А = 6,4/0,05 == 128
2. Исходя из %-ного содержания оксида и пользуясь законом эквивален тов, определяем эквивалент металла:
78,7/21,3 = ЭМе/8; ЭМе = 8.78,7/21,3 = 29,56
3. Определяем валентность элемента, руководствуясь правилом, что валентность не может быть дробной величиной:
В = А/Э = 128/29,56 = 4.
4. Определяем точную атомную массу металла: А = Э . В = 29, 56 . 4 = 118, 24
Определение химических формул
Химическая формула выражает собой количественный и качественный состав простого вещества или химического соединения, а также соотно шение между числом атомов элемента, которые входят в данное соединение.
Зная формулы химических соединений, можно выполнять различные расчеты. По количеству атомов и атомными массами элементов, которые входят в состав соединения, можно, например, рассчитать ее молекулярную или формульную массу, %-ное содержание того или иного элемента. Каждая химическая формула есть не только качественным, а и количественным показателем соединения или простого вещества. Это особенно касается написания химических уравнений. До сформулирования закона Авогадро существовало большое число заблуждений при написании химических фор мул. Поскольку не существовало общепринятых атомных мас, то каждый химик руководствовался теми соображениями, которые ему казались наи более вероятными. Все недоразумения относительно правильного написа ния химических формул быстро отпали, как только был использованы ме тоды нахождения атомных и молекулярных масс.
Пример: Соединение углерода, серы, азота и водорода содержит 15,79% углерода, 42,11% - серы, 36,84% азота и 5,74% - водорода. Для определения его формулы сначала рассчитываем атомные частицы элементов и соотношение между ними:
15,79/12:41,63/32:36,84/14:5,74/1 = 1,316:1,316:2,631:5,741 = 1:1:2:4. Это соответствует простейшей формуле тиомочевины СSN2Н4. Молекулярная масса этого соединения составляет 76, т.е. подоб на формульной массе, а поэтому приведенная выше формула есть молеку лярной.
Структурные формулы и закон Бутлерова. Из исследований веществ, состоящих из серы, углерода, азота и водорода, видно, что формулу СSN2Н4 имеют два соединения - тиомочевина и роданид аммония (аммония тиоцианат). Возникает вопрос, что должно отличать эти соединения, когда их количественный и качественный состав одинаковый. Так как по закону простых весовых отношений индивидуальность вещества характеризуется ее определенным составом.
Великий русский химик Бутлеров впервые заметил, что индивидуаль ность веществ, природа соединения зависит и от того, как соединены атомы элементов между собой, т.е. от строения ее молекулы. Строение мо лекулы можно выразить только структурными формулами, в которых показана не только общее количество атомов в молекуле, но и порядок их соединения. В этих формулах связи между атомами изображаются с помощью рисок (одна риска указывает на одну валентную связь между атомами, две риски соответствуют двойной связи и т.д.). Таким образом, кроме прос тейшей и молекулярных формул, в химии, особенно органической, прихо дится иметь дело еще и со структурными формулами. Тиомочевина и тиоцианат аммония, несмотря на одинаковый количественный и качественный состав, имеют разные структурные формулы:
NH4-N=C=S
Примеры, когда одной молекулярной формуле соответствует больше од ного соединения, известно много. Впервые они были выявлены и обоснова ны Бутлеровым еще в 60-х годах прошлого столетия.
В 1861 году Бутлеров сформулировал закон, который назвал его име нем и в дальнейшем положен в основу теории химического строения ве щества. Содержание этого закона можно выразить следующим образом:
Закон Бутлерова сыграл великую роль при исследовании и в поиске новых химических соединений. Благодаря ему в конце XIX и в начале XX веков было достигнуто значительное количество грандиозных успехов в органическом синтезе.
PAGE 4