История развития атомно-молекулярного учения - конспект - Химия, Упражнения из Химия
zaycev_ia
zaycev_ia20 June 2013

История развития атомно-молекулярного учения - конспект - Химия, Упражнения из Химия

PDF (196.8 KB)
13 страница
1000+количество посещений
Описание
I.M. Sechenov Moscow Medical Academy. Реферат по химии. Период с 1200 по 1700 г. в истории химии принято называть алхимическим. Движущей силой алхимии в течение 5 веков являлся бесплодный поиск некоего философского ка...
20очки
пункты необходимо загрузить
этот документ
скачать документ
предварительный показ3 страница / 13
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
предварительный показ закончен
консультироваться и скачать документ
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
предварительный показ закончен
консультироваться и скачать документ
????????

3

Содержание:

Введение 3

1.ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ 4

2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ 7

Список использованной литературы: 15

3

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 бла-

городные металлы в золото. Однако, несмотря на всю абсурдность

основной идеи, алхимия накопила богатейший арсенал определен ных

знаний и практических приемов, позволяющих осуществлять

многообразные химические превращения. В начале XVIII в. накоп ленные

знания приобретают практическую важность, что связано с началом

интенсивного развития металлургии и с необходимостью объяснить

сопутствующие процессы горения, окисления и восста новления.

Перенесение интересов в актуальную практическую сфе ру человеческой

деятельности позволило ставить и решать задачи, приведшие к открытию

основных законов химии, и способствовало становлению химии как науки.

3

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 представ лениями.

Как же зародилась атомистика? Основным научным методом

древнегреческих философов явля лись дискуссия, спор. Для поиска

“первопричин” в спорах обсуж дались 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 утвер ждал: 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 удивитель но

3

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, под тверждающих

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 дока зано.

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 прак тикой. Это привело к

тому, что одна из гениальных догадок чело веческого 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 правиль ное

представление об учении в целом. Главное же заключается е том, что

многие концепции атомистики были еретичны и официаль ная 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, ко торые он подробно изложил в

своих трудах “С) жизни, нравах и учении Эпикура” и “Свод философии

Эпикура”. Эти две книги, в которых воззрения древнегреческих

3

материалистов впервые были изложены систематически, стали

“учебником” для европейских уче ных 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 сде лать два

очень важных вывода:

1. Превратившись из философской гипотезы в научную концепцию,

атомистика может стать мощным инструментом, позволяю щим давать

единственно правильную трактовку самым разнообраз ным явлениям

природы.

2. Для скорейшего превращения атомистики из философской ги-

потезы 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 вплот ную

займутся исследованием газов. Тогда-то и последует каскад открытий

простых веществ: водород, кислород, азот, хлор. А не сколько позже газы

помогут установить те законы, которые принято называть основными

3

законами химии. Они и позволят сформули ровать основные положения

атомно-молекулярного учения.

2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон сохранения массы. Исключительное значение для химии

имело установление закона сохранения массы, являющегося след ствием

всеобщего естественного закона сохранения материи и дви жения,

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 пра вила 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

3

открытия и 1774 г. Д. Пристли кислорода) уже знал качественный и

количественный состав воздуха.

Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой из ука-

занных 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 свидетель ствует о

присутствии примесей. Утверждение, обратное закону о постоянстве

состава веществ: каждому определенному составу отве чает 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 раз личных

элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его

массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) во дорода или 8 ч. м.

кислорода или замещает эти массы в соедине ниях*

Отметим, что один и тот же элемент может иметь не один, а не-

сколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде углерода (IV)

равен трем, а в оксиде углерода (II) — шести.

Понятие эквивалента можно распространить и на сложные соеди-

нения типа кислот, солей и оснований.

Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соеди-

нения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент

3

металлической составной части (основания, соли).

В общем виде закон эквивалентов можно сформулировать следую-

щим образом:

Во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ

друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, неза висимо

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 посто янства

состава, создал новую версию атомистической теории, основан ную на

количественных соотношениях, возникающих при взаимодей ствии между

химическими элементами.

Нетрудно убедиться, что закон кратных отношений представляет

собой дальнейшее развитие закона эквивалентов, основанное на пос-

ледовательном 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 пока зывает, что

существование двух (или нескольких) соединений, обра зующихся при

взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том

3

случае, когда состав соединений будет отли чаться один от другого на

целые атомы. Естественно, что эти разли чия 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 древнегре ческим

философам-атомистам, Д. Дальтон сохранил предложен ное 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 свой ством — атомной массой, из отвлеченной модели

превратился в конк ретное 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 недос татков:

в ней нет места молекулам, а существуют только “сложные атомы ”.

Закон объемных отношений и закон Авогадро. Объемы вступаю щих

в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему полу чающихся

газообразных продуктов как простые целые числа (Ж. Гей-Люссак, 1805

г.). Этот закон находится в серьезном про тиворечии с выводами

атомистики Дальтона.

Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком законо мерностей

соединения газов оказалось необходимым предположить следующее:

1) любые газы (в том числе и простые) состоят не из атомов, а из

молекул;

3

2) в равных объемах различных газов при одинаковых темпера туре 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 должно го 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 приня ты основные химические

представления (понятия об атомах и моле кулах), зародившиеся в виде

философского учения в Древней Греции (Левкипп, Демокрит, Эпикур),

впервые развитые в виде на учной концепции Д. Дальтоном,

подтвержденные опытами Ж. Пруста, Ж. Гей-Люссака и окончательно

сформулирован ные 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.

3

Моль равен количеству вещества, содержащего столько же струк-

турных частиц данного вещества, сколько атомов содержится в угле роде

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 продук тов

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 дан ного

вещества.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной

молекулярной массой вещества или относительной атомной массой

элемента.

Определение, данное молю, опирается на число структурных час тиц,

содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указан ная масса

углерода содержит 6,02х10/23 атомов этого элемента. Сле довательно,

любой химический индивид количеством 1 моль содер жит 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 молекуляр ная масса первого

3

больше, чем относительная молекулярная масса второго, т. е. плотности

газов относятся как их относительные моле кулярные массы.

Независимая оценка значения молярной массы М может быть

проведена на основании обобщенного уравнения Клапейрона — Мен-

делеева: 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.

3

2. Общая и неорганическая химия. Т.Варламова, А. Кракова.М.-2000

г.

комментарии (0)
не были сделаны комментарии
Напиши ваш первый комментарий
это только предварительный показ
консультироваться и скачать документ
Docsity не оптимизирован для браузера, который вы используете. Войдите с помощью Google Chrome, Firefox, Internet Explorer 9+ или Safari! Скачать Google Chrome