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:
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.