Реферат: Атомно-молекулярное учение. Реферат атомно молекулярное учение

Реферат - Атомно-молекулярное учение - Биология и химия

.

Закон сохранения массы веществ. Составление химических уравнений. Расчеты по химическим уравнениям.

Химия — наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно — молекулярное учение.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом — наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент — это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро — центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра — положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы — химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химическая формула — это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс — цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия — явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества — молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1 /12 массы изотопа 12 C — основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1 /12 •m (12 C) = 1,66057•10-24 г

Относительная атомная масса (Ar) — безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1 /12 массы атома 12 C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

Относительная молекулярная масса (Mr) — безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 /12 массы атома углерода 12 C.

Mr = mr / (1 /12 mР°(12 C))

mr — масса молекулы данного вещества;

mа(12 C) — масса атома углерода 12 C.

Mr = S Ar(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения — моль.

Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль — количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро ди Кваренья (NA ). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02•1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность — моль-1 ).

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA N(s) = n(s)•NA = 0,2•6,02•1023 = 1,2•1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

M = m / n

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая — безразмерная.

M = NA •m(1 молекула) = NA •Mr•1 а.е.м. = (NA •1 а.е.м.)•Mr = Mr

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3 ), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 --> 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

Закон сохранения массы веществ.

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm•c2, где с — скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений.

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "-->" :

HgO --> Hg + O2

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO --> 2Hg + O2

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Расчеты по химическим уравнениям.

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp ) к теоретически возможной (mт ), выраженное в долях единицы или в процентах.

h= (mp / mт )•100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

www.ronl.ru

Реферат: Атомно-молекулярное учение

Атомно-молекулярное учение.

Закон сохранения массы веществ. Составление химических уравнений. Расчеты по химическим уравнениям.

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно - молекулярное учение.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1/12•m (12C) = 1,66057•10-24 г

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Mr = mr / (1/12 mР°(12C))

mr - масса молекулы данного вещества;

mа(12C) - масса атома углерода 12C.

Mr = S Ar(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро ди Кваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02•1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA N(s) = n(s)•NA = 0,2•6,02•1023 = 1,2•1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

M = m / n

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.

M = NA•m(1 молекула) = NA•Mr•1 а.е.м. = (NA•1 а.е.м.)•Mr = Mr

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 --> 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

Закон сохранения массы веществ.

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm•c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений.

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "-->" :

HgO --> Hg + O2

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO --> 2Hg + O2

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Расчеты по химическим уравнениям.

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.

h= (mp / mт)•100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

В 

www.referatmix.ru

Реферат - Атомно-молекулярное учение - Производство

Закон сохранения массы веществ. Составление химических уравнений. Расчеты по химическим уравнениям.

Химия — наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом — наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент — это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро — центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра — положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы — химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химическая формула — это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс — цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия — явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества — молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C — основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1/12•m (12C) = 1,66057•10-24 г

Относительная атомная масса (Ar) — безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

Относительная молекулярная масса (Mr) — безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Mr = mr / (1/12 mР°(12C))

mr — масса молекулы данного вещества;

mа(12C) — масса атома углерода 12C.

Mr = S Ar(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения — моль.

Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль — количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро ди Кваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02•1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность — моль-1).

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA N(s) = n(s)•NA = 0,2•6,02•1023 = 1,2•1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

M = m / n

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая — безразмерная.

M = NA•m(1 молекула) = NA•Mr•1 а.е.м. = (NA•1 а.е.м.)•Mr = Mr

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 --> 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm•c2, где с — скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "-->" :

HgO --> Hg + O2

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO --> 2Hg + O2

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Расчеты по химическим уравнениям.

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.

h= (mp / mт)•100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

www.ronl.ru

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

Пери од с 1200 по 1700 г. в ис тори и химии принято называть алхимическим. Движущей силой алхимии в течение 5 веков являлся бесплодный поиск некое го философского камня, прев ращающего бла­ городные металлы в з олото. Однако, несмотря на всю абсурдность основной идеи, алхимия накопила богатей ший арсенал определен­ных знаний и практических прие мов, позв оляющих осуще ствлять многообразные химические превращения. В начале XVIII в. накоп­ ленные знания приобретают практиче скую важность, что связано с началом интенсивного развития металлургии и с необходимостью объяснит ь сопутствующие процессы горения, окисления и восста­новления. Перенесение интересов в актуальную практическую сфе­ ру человеческой деятельности позволило с тавить и решать задачи, приведшие к открытию основных законов химии, и способствовало становлению химии как науки.

Исключительное значение для развития химии имело атомно-мо лекулярное 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 атомисти ка? Основ ным научным методом древнегреческих философов явля­ лись ди скуссия, спор. Для поиска “первопричин” в спорах обсуж­дались многие ло гические задачи, одной из котор ых яв лялась задача о камне: чт о произойдет если нач ать его дробить? Большинствофилософов считало, что этот проц есс можн о продолжать бесконечны . И только Л евкип (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. Основыв аясь на этой концепции, Левки пп утвер­ждал: м атериальный мир дискретен, он состоит из мельчайших частиц и пустоты.

Уч еник Левкиппа Демокрит (460—370 до н. э.) назвал мельчайшие частицы “не делимые”, что по-гречески з начит “ато м”. Это название мы и сп ольз уе м и сегодня. Демокрит, разви л новое учение — “атомистику”, приписал атомам такие “современные” свойства, как размер и форму, способность к движению.

Последователь Де мокрита Эпикур (342—270 до н. э.) придал древнегре ческой атомистике зав ершен ность, предположив, что у атомов существует внутренний источн ик дви жения и они сами способны взаимодейств овать друг с другом.

Все положе ния древнегреческой атомистики в ыглядят удивитель­ но современно, и нам они, ес те ственно, понятн ы. Ведь любой из нас, ссылаясь на опыт науки, может описать множество интересных эк спериментов, подтверждающих справ едливость любой из выдвинутых концепций. Но сов ершенно непонятны они были 20--2 5 веков назад, поскольку н икаких экспериментальных док азательств, под­ тверждающи х справ едливость своих идей, древ негрече ские атомис ты представить не могли.

Итак, хотя атомисти ка древних греков и выглядит удив ительно современно, ни одно из ее положен ий 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 о стается просто догадкой, с мелым предположением, философской концепцией, но подкрепленной прак­тикой. 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 с поров и дис куссий, которые были сделаны, лишь с трудом позволяли составить п равиль­ное представление об учени и 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 филос офов, ко­торые он подробн о изложил в св оих трудах “С) жизни, нравах и учении Эпикура” и “Свод филосо фии Эпикура”. Эти две книги, в которых воззрения древнегречески х материалис тов впервые были изложены системат ически, стали “учебником” для ев ропе йски х уче­н ых и философов. До этого единственным источником, дав ав шим информацию о воз зренияхД е м о к р и т а -а э п и к у р а, была поэма римс кого поэта Л у к р е ц и я “О природе вещей”.

История науки знает немало удивитель ны х совпадений. Вот одно и з них: возрож де ние древнегречес кой атом истики сов пад ае т по вре­ме ни с установ лением Р. Бойлем (1627 —1 691 гг.) фунда ментальной закономерности, описывающей и зменения об ъема газа от его давления. Ка чест венное объяснен ие фактом, наблюдаемых Бойлем, может дать тол ько атомистика: если газ име ет дис кретно е строение, т. е. состоит и з атомов и пуст оты, то легкость его сжатия обусловлена с ближением атомов в результате уменьшени я свободного пространства м ежду ними.

Перв ая робкая попытка прим ен ения атом исти ки для объяснения коли чественно наблюдаемых явлений природы позволяет сде­ лать 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 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 вплот­ную займутся исследованием газов. Тогда-то и последует каскад открытий простых веществ: водород, кислород, азот, хлор. А не­сколько поз же газы помогут установить те законы, которые принято называть основными законами химии. Они и позволят сформули­ровать основные положения атомно-молекулярного учения.

Зак он 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. Э йлер у: “ Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присов окупится к другому, ежели, где убудет несколько материи, то умножится в другом месте... Сей всеобщий закон простирается и в самые пра­в ила движения; ибо тело, движущее своей силой другое, столько же он у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движ ен ие получает” (Ломоносов М. В. Труды по физике и химии.— М., 1951.— Т. II.-" С. 188).

Эт о положение, высказанное в виде философской концепции. М. В. Ломонос ов подтвердил экспериментально в 1756 г., пов торив опыты Р. Б о и л я по прокалив анию металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах). Русс кий учены й уста нови л, что ес ли сосуд, содержащи й мета лл, взв есить до и после прокалив ания, не вскрыв ая его, т о масса ос тается бе з изм енений . При наг ревании же металла во вскрытой реторте ма с са ув ели чива ется з а счет его с оединени я с воздухом, пр оникающим в сосуд.

Ан алоги чных вы воды на основе э кспе римен том по прок аливанию м еталл ов сделал в 1777 г. и А. Лав уазье (1743- -179 4 гг.), которы й (после открыти я и 1774 г. Д. Пристли кислорода) уже зн ал ка че ственный и количественный соста в воз дух а.

Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой и з ука­занн ых ниже реакций:

С+О2=СО2; 2СО+02= 2С02; СаСОз= С02+С аО

В химически чистом образ це этого окс ида 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 химиче ского элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) во­дорода или 8 ч. м. кислорода или з амещает 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 откры­т ый им закол кратных отношений, закон эквивалентов и закон посто­янства состава, создал новую версию атомистической теории, основан­ ную на количественных соотношениях, возникающих при взаимодей­ствии между химическими элементами.

Нетрудно убедиться, что закон кратных отношений представляет с обой дальнейшее развитие закона эквивалентов, основанное на пос­ле довательном анализе рядов химических соединений, образующихся п ри взаимодействии друг с другом двух любых химических элемен­тов . В простейшем случае указанный ряд может состоять из двух соединений. Например, при вз аимодействии углерода и кислорода: образуются два соединения: оксид углерода (II) и оксид углерода- ( IV).

Доказа тельств о постоянства соста ва для самых разнообразных хими ческих соединении уже являл ос ь само по себе сви де те льс твом в пользу дискретного строе ния материи. При менение же закона постоянства состава для анализа любого из указа нных рядов пока­ зывает, что существ ов ание дв ух (или нескольких) соединений, обра­зующихся п ри взаимодей стви и любой пары химическ их элементов , возможно лишь в том случае, ког да состав соедине ний буде т отли­чаться один от другого на целы е атомы. Естеств енн о, 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 атомисти чес кой теории, опирающуюся н а основные химически е 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 превратилс я 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. Ге й-Л ю сса к, 1805 г.). Этот закон находится в серьезном про­тиворечии с выводами атомистики Дальтона.

Для объяснения наблюдавшихся Ж. Г е й-Люссаком законо­мерностей соединения газов оказалось необходимым предположи ть следующее:

1) любые газы (в том числе и простые) состоят не и з 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 Авог адр о. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должно­го признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус отрицали возможност ь существ ования молекул, состоящи х из нескольких одинаковых атомов. Прошло еще полвека, прежде чем на 1 Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) в сентябре 1860 г., были окончате льно приня­ты основные химические представления (понятия об атомах и моле­кулах), зародившиеся в виде философского учения в Древней Греции (Л евкип п, Демокрит, Эпикур), впервые развитые в виде на­учной концепции Д. Дальтоном, подтвержденные опытами Ж. Пруста, Ж. Гей-Люссака и окончательно сформулирован­ныев трудах А. Авогадро и его ученика С.Канн иццаро.

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, с одержаще го столько же струк­турных частиц данного вещества, сколько атомов содержится в угле­роде массой 12 г.

Физико-химический смысл понятия “моль” м ожет быть уточнен после введения представлений об изотоп ах.

Для удобства расчетов, проводимых на ос новании химических реакций и учи тывающих коли чества исходных реагентов и продук­тов взаимодействия в молях, вводится молярна я масса вещества.

Молярная масса М ве щества представляет со бой отношен ие его м ассы к количеству вещества: М =m

V

гдеm — мас са в граммах, v — коли чество веще ства в молях, М — молярная масса в г/моль — постоянная величина для каждого дан ­ного вещес тва.

Значение молярн ой массы численно совпада ет с относи тельной молекулярн ой массой вещества или относитель ной атомной массой элемента.

Определение, данное молю, опирается на число структурных час­тиц, содержащихся в 12г углерода. Было установлено, что указан­ная масса углерода содержит6,02 х10/23 атомов этого элемента. Сле­довательно, любой хими ческий индивид коли чеством 1 моль содер­жит6,02 х10/23 структурных части ц (атомов или молекул).

ЧислоN /A=6.02*10/23 носи т название постоянной Авогадро и выведено с испо льзованием закона Авогадро .

Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов при одинаковых условия х, хотя и содерж ат одинаков ое число молекул, имеют неодинаковые массы: масса одного га за во столько раз больше массы другого, во сколько раз относительная молекуляр­ная масса первого больше, чем отн оси тельная молекулярная масса второго, т. е. плотности газ ов относятся как их отн осительные моле­кулярные массы.

Независи мая оценка значения молярной массы М мож ет быть проведена на основании обобщенного у равнения Кл апейрона — Мен­ делее ва:PV=m хRT

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.

1.Химия. Справочные материалы.М.-1989 г.

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

www.yurii.ru

Реферат Химия Атомно-молекулярное учение

tarefer.ru

Доклад - Атомно-молекулярное учение - Биология и химия

.

Закон сохранения массы веществ. Составление химических уравнений. Расчеты по химическим уравнениям.

Химия — наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно — молекулярное учение.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом — наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент — это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро — центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра — положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы — химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химическая формула — это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс — цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия — явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества — молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1 /12 массы изотопа 12 C — основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1 /12 •m (12 C) = 1,66057•10-24 г

Относительная атомная масса (Ar) — безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1 /12 массы атома 12 C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

Относительная молекулярная масса (Mr) — безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 /12 массы атома углерода 12 C.

Mr = mr / (1 /12 mР°(12 C))

mr — масса молекулы данного вещества;

mа(12 C) — масса атома углерода 12 C.

Mr = S Ar(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения — моль.

Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль — количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро ди Кваренья (NA ). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02•1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность — моль-1 ).

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA N(s) = n(s)•NA = 0,2•6,02•1023 = 1,2•1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

M = m / n

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая — безразмерная.

M = NA •m(1 молекула) = NA •Mr•1 а.е.м. = (NA •1 а.е.м.)•Mr = Mr

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3 ), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 --> 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

Закон сохранения массы веществ.

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dm•c2, где с — скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и Dm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений.

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "-->" :

HgO --> Hg + O2

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO --> 2Hg + O2

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Расчеты по химическим уравнениям.

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp ) к теоретически возможной (mт ), выраженное в долях единицы или в процентах.

h= (mp / mт )•100%

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

www.ronl.ru

Реферат Химия Атомно-молекулярное учение

works.tarefer.ru

Смотрите также

• 
  Атомно молекулярное учение реферат
• 
  Реферат возбудители болезни лайма
• 
  Реферат русское народное творчество
• 
  Реферат жизненный цикл семьи
• 
  Реферат выборы президента рф
• 
  Защита от радиации реферат
• 
  Жизненный цикл семьи реферат
• 
  Реферат философия карла маркса
• 
  Реферат теория разделения властей
• 
  Про лекарственные растения реферат
• 
  Отстранение от работы реферат