Реферат: Атомно-молекулярное учение

Содержание:

Введение.......................................................................................................

3

1.ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ........ 4

2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ..................................... 7

Список использованной

литературы:....................................................... 15

Введение

Период с 1200 по 1700 г. в истории химии принято называть алхимическим.

Движущей силой алхимии в течение 5 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.

1.ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ

Исключительное значение для развития химии имело атомно-молекулярное 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 атомистика? Основным научным методом древнегреческих

философов явля­лись дискуссия, спор. Для поиска “первопричин” в спорах

обсуж­дались многие логические задачи, одной из которых являлась задача о

камне: что произойдет если начать его дробить? Большинство философов считало,

что этот процесс можно продолжать бесконечны. И только Левкип (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. Основываясь на этой концепции, Левкипп утвер­ждал: материальный

мир дискретен, он состоит из мельчайших частиц и пустоты.

Ученик Левкиппа Демокрит (460—370 до н. э.) назвал мельчайшие частицы

“неделимые”, что по-гречески значит “атом”. Это название мы используем и

сегодня. Демокрит, развил новое учение — “атомистику”, приписал атомам такие

“современные” свойства, как размер и форму, способность к движению.

Последователь Демокрита Эпикур (342—270 до н. э.) придал древнегреческой

атомистике завершенность, предположив, что у атомов существует внутренний

источник движения и они сами способны взаимодействовать друг с другом.

Все положения древнегреческой атомистики выглядят удивитель­но современно, и

нам они, естественно, понятны. Ведь любой из нас, ссылаясь на опыт науки,

может описать множество интересных экспериментов, подтверждающих

справедливость любой из выдвинутых концепций. Но совершенно непонятны они

были 20--25 веков назад, поскольку никаких экспериментальных доказательств,

под­тверждающих справедливость своих идей, древнегреческие атомисты

представить не могли.

Итак, хотя атомистика древних греков и выглядит удивительно современно, ни

одно из ее положений в то время не было дока­зано. Следовательно” атомистика,

развитая Л ев к и п п о м, Демокритом и Э п и кур о м, была и остается просто

догадкой, смелым предположением, философской концепцией, но подкрепленной

прак­тикой. Это привело к тому, что одна из гениальных догадок чело­веческого

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 споров и дискуссий, которые были сделаны, лишь с трудом

позволяли составить правиль­ное представление об учении 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

философов, ко­торые он подробно изложил в своих трудах “С) жизни, нравах и

учении Эпикура” и “Свод философии Эпикура”. Эти две книги, в которых

воззрения древнегреческих материалистов впервые были изложены систематически,

стали “учебником” для европейских уче­ных и философов. До этого единственным

источником, дававшим информацию о воззрениях Д е м о к р и т а -а э п и к у р

а, была поэма римского поэта Л у к р е ц и я “О природе вещей”.

История науки знает немало удивительных совпадений. Вот одно из них:

возрождение древнегреческой атомистики совпадает по вре­мени с установлением

Р. Бойлем (1627—1691 гг.) фундаментальной закономерности, описывающей

изменения объема газа от его давления. Качественное объяснение фактом,

наблюдаемых Бойлем, может дать только атомистика: если газ имеет дискретное

строение, т. е. состоит из атомов и пустоты, то легкость его сжатия

обусловлена сближением атомов в результате уменьшения свободного пространства

между ними.

Первая робкая попытка применения атомистики для объяснения количественно

наблюдаемых явлений природы позволяет сде­лать 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 ги­потезы 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 позже газы помогут установить те

законы, которые принято называть основными законами химии. Они и позволят

сформули­ровать основные положения атомно-молекулярного учения.

2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон 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.

Эйлеру: “Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что,

сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому,

ежели, где убудет несколько материи, то умножится в другом месте... Сей

всеобщий закон простирается и в самые пра­вила движения; ибо тело, движущее

своей силой другое, столько же он у себя теряет, сколько сообщает другому,

которое от него движение получает” (Ломоносов М. В. Труды по физике и химии.—

М., 1951.—Т. II.-" С. 188).

Это положение, высказанное в виде философской концепции. М. В. Ломоносов

подтвердил экспериментально в 1756 г., повторив опыты Р. Б о и л я 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.

Аналогичных выводы на основе экспериментом по прокаливанию металлов сделал в

1777 г. и А. Лавуазье (1743--1794 гг.), который (после открытия и 1774 г. Д.

Пристли кислорода) уже знал качественный и количественный состав воздуха.

Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой из ука­занных ниже

реакций:

С+О2=СО2; 2СО+02=2С02; СаСОз=С02+СаО

В химически чистом образце этого оксида 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 химического

элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части

массы) во­дорода или 8 ч. м. кислорода или замещает 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 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:

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, 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.