Тема лекции- Введение

Работа добавлена на сайт samzan.net:

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 происходящих 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 ИЗМЕНЯЕТСЯ), присуще всей материи и мы не должны понимать его узко механически, как простое перемещение частиц в пространстве. Формы движения 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 (латинское слово discretus - прерывистый, состоящий из отдельных частиц), поскольку любое тело и любое поле оказывается составленными из "элементарных тел" и "элементарных" полей - так называемых микрочастиц и микрополей. (Латинское слово elementaris - элементарный, первоначальный, простейший, основной).

МАССЫ МИКРОЧАСТИЦ ЧРЕЗВЫЧАЙНО МАЛЫ ПО СРАВНЕНИЮ С МАССАМИ ЗНАКОМЫХ 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 качественно 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 определенных 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 отражаются перед очами нашими успехи ее применения".

Из задач химии вытекает ее значение. Природа дает нам лишь исходное сырье - древесину, руду, уголь, нефть и т.д. Подвергая природные материалы химической переработке, получают разнообразные вещества - минеральные удобрения, пластические массы, краски, кислоты, лекарственные 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 ввозились из-за границы, несмотря на собственные огромные запасы сырья.

Научная деятельность отечественных ученых редко встречала поддержку со стороны правительства, государства, однако отечественные ученые - химики, несмотря на эти неблагоприятные условия, внесли огромный вклад в развитие химической науки.

В послереволюционный период началось строительство химической индустрии, которая стала на современный путь уже в период 1928-1932 годов.

Особенно бурное развитие химия и химическая промышленность получила в 60-е годы нашего века. Была принята программа ускоренного развития 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 ВАЖНЕЙШИХ УСЛОВИЙ ДЛЯ СОЗДАНИЯ МАТЕРИАЛЬНО-ТЕХНИЧЕСКОЙ БАЗЫ СОВРЕМЕННОГО ХОЗЯЙСТВА.

Приведу в качестве примера рост важнейших видов химической продукции 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

Значение химии для медицины и фармации

С первых дней своего существования человек искал в окружающей природе 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 лекарственных средств жира, крови, костного мозга, печени и т.д. Познакомился человек также и с лекарственными средствами минерального происхождения, 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, требующий 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 развитые 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 лекарственные формы: таблетки, мази, суспензии, растворы, инфекционные лекарственные формы, капсулы, аэрозоли и т.д. Однако отечественная химико-фармацевтическая промышленность в основном обеспечивала население 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 велась борьба с туберкулезом, сердечно-сосудистыми заболеваниями, онкологическими 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 лекарственных 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 невозможно продвижение вперед, т.е. изучение органической, аналитической, физической, коллоидной и других химических дисциплин, особенно фармацевтической химии, формирующей специалиста-провизора.

Основные этапы развития химии

Человеческая мысль издавна стремилась раскрыть тайну состава и физического строения вещества. Еще древнегреческие философы за несколько веков до н.э. освободили свои философские размышления о природе 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 носителями 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 связи с другими.

Материя состоит из мельчайших неделимых частиц - атомов (греческое слово АТОМОС – неделимый);
Невидимые в отдельности атомы находятся в вечном движении;
Сцепляясь друг с другом, они в различных своих сочетаниях образуют весь видимый нами мир.

Но атомистические воззрения древних были забыты и вместо них получило широкое распространение учение АРИСТОТЕЛЯ о четырех стихиях - качествах, которое господствовало в науке более 17 веков. На его основе родилась алхимия (арабская приставка АЛ к некоторым наименованиям) - которая особенно в Западной Европе, представляла собой антинаучное, реакционное течение в науке. Алхимики занимались поисками таинственного 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 разработали 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 период (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 распространилась теория флогистона (немецкий химик Шталь), которая привела к тому, что все химические представления стали рассматриваться с точки зрения флогистонирования и дефлогистонирования. Например, горение 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 признанию 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, считали, что водород - чистый флогистон. РАЗНИЦА В МАССЕ ЧИСТОГО МЕТАЛЛА И ЕГО ОКИСЛА НЕ СЧИТАЛАСЬ СУЩЕСТВЕННЫМ ДЛЯ УЧЕНЫХ ТОГО ВРЕМЕНИ, Т.К. НЕ БЫЛ ОТКРЫТ ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ.

Основные химические законы

Исходя из идеи о несотворимости атомов и опираясь на собственные наблюдения, в 1748 году М.В. Ломоносов впервые формулирует закон сохранения 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 движения: 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. Прокаливая металлы в запаянных сосудах, М.В.Ломоносов нашел, что во всех случаях масса сосуда с содержимым до реакции равна его массе после реакции. Применительно к химическим процессам закон Ломоносова формулируется теперь как закон сохранения массы веществ: “Масса всех веществ, 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 быстрому росту химических наук. Закон сохранения массы веществ является одним из основных законов природы. Он доказывает, что ничего не исчезает бесследно и не возникает из ничего, что материя всегда существовала и будет существовать, подвергаясь изменения, переходя из одной формы в другую. В СООТВЕТСТВИИ С ДОСТИЖЕНИЯМИ ФИЗИКИ XX ВЕКА, ЗАКОН 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 изменением 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 ОБРАЗУЮТСЯ 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 количеств, 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 соединительных 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 видно, 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, ПРОПОРЦИОНАЛЬНЫХ 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-эквивалентом.

МАССА ЭЛЕМЕНТА ИЛИ ВЕЩЕСТВА В ГРАММАХ, ЧИСЛЕННО РАВНАЯ ЭКВИВАЛЕНТУ, НАЗЫВАЕТСЯ ГРАММ-ЭКВИВАЛЕНТОМ.

ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ

В результате изучения случаев, когда два элемента образуют несколько 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 соединениях: 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 наименьшему 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 постоянный 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 постоянный, а переменный состав; количество водорода в соединениях колеблется 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 редко.

Закон кратных отношений, указывая на прерывность состава, приводит к выводу о дискретном состоянии вещества, к существованию каких-то маленьких частиц.

Дискретность - лат. discretus - прерывистый, состоящий из определенных частиц.

ЗАКОН ОБЪЕМНЫХ ОТНОШЕНИЙ

Открыт Жаном Гей-Люссаком в 1808 году: “ПРИ ПОСТОЯННОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ И НЕИЗМЕННОМ ДАВЛЕНИИ ОБЪЕМ ГАЗОВ, ВСТУПАЮЩИХ В РЕАКЦИЮ, ТАК ОТНОСЯТСЯ 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 содержится 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 ученым А. Авогадро, но физический смысл этого закона был раскрыт несколько 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 корпускулярной теории строения вещества.

ВСЕ ВЕЩЕСТВА СОСТОЯТ ИЗ МЕЛЬЧАЙШИХ ЧАСТИЦ "КОРПУСКУЛ", КОТОРЫЕ В СВОЮ ОЧЕРЕДЬ СОСТОЯТ ИЗ ЕЩЕ БОЛЕЕ МЕЛКИХ ЧАСТИЦ "ЭЛЕМЕНТОВ".
"КОРПУСКУЛА" В ПОНИМАНИИ ЛОМОНОСОВА СООТВЕТСТВУЕТ СОВРЕМЕННОЙ МОЛЕКУЛЕ, А "ЭЛЕМЕНТ" - АТОМУ. "Элемент есть часть тела, не состоящая из каких-либо других меньших тел; корпускула есть собрание элементов в одну небольшую массу.
"КОРПУСКУЛЫ ОДНОРОДНЫ, ЕСЛИ СОСТОЯТ ИЗ ОДИНАКОВОГО ЧИСЛА ОДНИХ И ТЕХ ЖЕ ЭЛЕМЕНТОВ (имеется в виду вещество).
"КОРПУСКУЛЫ" РАЗНОРОДНЫ, КОГДА ЭЛЕМЕНТЫ ИХ РАЗЛИЧНЫ (соответствует сложному веществу).

Дальнейшее развитие атомистические представления получили в работах Д. Дальтона:

ВСЕ ВЕЩЕСТВА СОСТОЯТ ИЗ МЕЛЬЧАЙШИХ ЧАСТИЦ - АТОМОВ.
КАЖДОЕ ВЕЩЕСТВО СОСТОИТ ИЗ СВОИХ АТОМОВ; ПРОСТОЕ - ИЗ ПРОСТЫХ, НЕДЕЛИМЫХ АТОМОВ, СЛОЖНОЕ - ИЗ "СЛОЖНЫХ" АТОМОВ, ПРИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ КОТОРЫЕ МОГУТ РАСПАДАТЬСЯ НА АТОМЫ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ.
ВСЕ АТОМЫ ОДНОГО И ТОГО ЖЕ ВЕЩЕСТВА СОВЕРШЕННО ОДИНАКОВЫ МЕЖДУ СОБОЙ ПО ФОРМЕ И ПО ВЕСУ (МАССЕ), НО ОТЛИЧАЮТСЯ ОТ АТОМОВ ДРУГОГО ПРОСТОГО ИЛИ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА.

Таким образом, Дальтон активно отвергал предположение о возможности существования простых веществ в виде молекул.

Какие же наблюдения наводили ученых на мысль о реальном существовании атомов и молекул?

Это закон постоянства состава, который указывает на способность атомов элемента присоединять к себе не любые, а только определенные числа атомов другого элемента.
Законы эквивалентов и кратных отношений также основаны на той же характеристике атомов, причем, атомы вступают в реакцию как целые частицы.

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 .давлении содержится одинаковое число молекул". На основании большого экспериментального материала эта гипотеза получила силу закона. Т4аким образом, Авогадро предложил ввести представление о молекуле, как наименьшей частице вещества, способной к самостоятельному существованию, а также об атоме - как наименьшем количестве элемента в молекулах различных 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 Российской империи). Цель съезда - разрешение противоречий, возникших в мировой химической литературе и связаных с различным толкованием атомно-молекулярных представлений. Съездом были приняты следующие определения:

А т о м - наименьшая частица элемента, обладающая всеми его химическими свойствами.

М о л е к у л а - наименьшая частица простого или сложного вещества, обладающая всеми его химическими свойствами и способная 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, характеризующийся определенной совокупностью свойств.

1. Каждый отдельный атом является химическим элементом, но сочетание 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, хотя 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 наблюдать 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 молекулярной 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:

Грамм-молекула любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем носит название грамм-молекулярного объема.
Согласно закону Авогадро, в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. Таким образом, одна грамм-молекула любого газа содержит одно и то же число молекул. Это число называется числом Авогадро и равно 6,023 . 1023. Оно определено различными физико-химическими методами.
Было установлено, что грамм-молекула любого вещества, независимо от агрегатного состояния, содержит одинаковое число молекул, равно числу Авогадро.

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 содержат 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:

Если растворить I г-моль вещества в мировом океане и затем зачерпнуть I л воды, то в ней окажется около 440 молекул этого вещества.
Если нанизать, как бусы, молекулы водорода, содержащиеся в I г-моле (2,016 г.), то длина таких бус была бы почти в 1000 раз больше расстояния от Земли до Солнца.
Если из сосуда (1 л), наполненного кислородом, будет вылетать по I млн. молекул газа в секунду, то время, пока все молекулы вылетят, будет составлять 10 млн. лет.

На основании закона Авогадро появилась возможность определения молекулярных масс газообразных веществ.

1. Если известна масса некоторого объема газа при нормальных условиях, 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.

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 которой 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 единицах 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, образующих летучие соединения. Для этого необходимо определить молекулярные массы нескольких летучих соединений данного элемента, найти их процентный состав и вычислить долю от молекулярной массы, которая приходится 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	Молекулярная 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 пропорции:

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, необходимое для нагревания I грамм-атома элемента на 1°С, то оно называется 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, поэтому разделив 6,4 на удельную теплоемкость, можно определить приблизительно значение атомной массы соответствующего элемента. Ее (атомную массу) уточняют с помощью эквивалента элемента, который определяют на основании химического анализа соединений данного элемента с водородом 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 взаимодействуют 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 одного 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 элемента, 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 значение атомной массы: А = 6,4/0,05 == 128

2. Исходя из %-ного содержания оксида и пользуясь законом эквивалентов, 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 соотношение 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 формул. Поскольку не существовало общепринятых атомных мас, то каждый химик руководствовался теми соображениями, которые ему казались наиболее вероятными. Все недоразумения относительно правильного написания химических формул быстро отпали, как только был использованы методы 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. подобна формульной массе, а поэтому приведенная выше формула есть молекулярной.

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 индивидуальность веществ, природа соединения зависит и от того, как соединены атомы элементов между собой, т.е. от строения ее молекулы. Строение молекулы 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 простейшей и молекулярных формул, в химии, особенно органической, приходится 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 одного соединения, известно много. Впервые они были выявлены и обоснованы Бутлеровым еще в 60-х годах прошлого столетия.

В 1861 году Бутлеров сформулировал закон, который назвал его именем и в дальнейшем положен в основу теории химического строения вещества. Содержание этого закона можно выразить следующим образом:

Свойства химических соединений зависят не только от качественного и количественного их состава, но и от порядка расположения атомов в молекуле или кристалле;
Каждому соединению соответствует, определенная, только ей характерная структура;
Когда одной молекулярной или простейшей формуле соответствует две или больше структурных, которые принадлежат определенным реальным соединениям, то такое явление называется изомерией. Каждое из отдельных соединений называется изомерами.

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

1. Я готов заниматься 123раза в неделю
2. В качестве аналогий иногда удается привлекать более поздние русские а также западноевропейские письменные
3. Реферат Основные направления развития социологии Приняла- Миргазизова Выполнил- Улаев Группа
4. Уэллс Гербер
5. тематическая проверка состояния тормозной системы как в целом так и отдельных ее элементов
6. 741477 УПРАВЛІННЯ ОРГАНАМИ ВНУТРІШНІХ СПРАВ В ОСОБЛИВИХ УМОВАХ ВИКЛИКАНИХ АНОМАЛЬНИМИ ЯВИЩАМИ
7. 2013 г ПРОФЕССИОНАЛЬНЫЙ СТАНДАРТ Ведущий телевизионной программы
8. Лабораторна робота 2 Розрахунок параметрів плоского хвилеводу та характеристик хвиль які розповсюджу
9. ' Но ведь одной минуты слишком мало ' На пятьдесят девять секунд больше чем нужно
10. технического прогресса влечет за собой обновление основного капитала которое происходит теперь во всех фаз
11. Утверждено Директор ГБОУ НПО ОМПЛ СПб Согласовано К
12. Овладеть системой методов психологопедагогической диагностики учащегося и ученического коллектива
13. ИСТОРИЯ И КУЛЬТУРА УРАЛА Пещерное искусство Урала
14. американская философия направление в философской мысли XX века развивающееся преимущественно в англояз
15. тематики Упорядкувала Методист РМК Собакар О
16. Лик Богини. Мифология с женским лицо
17. БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ МАКСИМА ТАНКА ФАКУЛЬТЕТ ЕСТЕСТВОЗНАНИЯ
18. Конкурс 2123 февраля 2014 Вена Австрия Организаторы- Международная Ассоциация Хореографических фе
19. это росписи в катакомбах IIIV вв
20. непрерывное воздействие факторов внутреннего развития Руси

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе