Учим химию.
3.1. Атомный вес и состав молекулы.
Как теоретическая наука, химия, начинается с количественных измерений, а именно, с определения массы атомов различных элементов.
Для этого прежде всего необходимо было принять, что вещества состоят из атомов, которые могут объединяться в молекулы; знать - простое это вещество – состоит из одного элемента, или сложное – состоит из нескольких элементов; сколько атомов входит в состав простых молекул; какие и сколько атомов входит в состав сложных веществ; какую массу составляют различные атомы сложного вещества. Требовалось проведение весовых экспериментов.
Первым был открыт «Закон эквивалентов» Иеремия Вениамином Рихтером. Много лет он занимался анализами солей, изучая весовые отношения, в которых кислоты соединяются с основаниями при образовании солей. Эквивале;нт (от латинского — «равнозначный», «равноценный», «равносильный») — нечто равноценное или соответствующее в каком-либо отношении чему-либо, заменяющее его или служащее его выражением.
Понятия солей, кислот и оснований были введены химиками -практиками, частично алхимиками. Растворы кислот имеют кислый вкус, растворы щелочей скользкие на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они разъедают кожу, ткани, бумагу. Например, арабские алхимики получили уксусную кислоту и растворы сильных минеральных кислот. Самый значительный из средневековых европейских алхимиков, – он подписывал свои сочинения именем Гебера - первым в 14 веке подробно описал сильные минеральные кислоты – серную и азотную. Использование в концентрированных минеральных кислот в алхимической практике привело существенному росту знаний алхимиков о веществе. Другой известный алхимик Отто Тахений утверждал, что все соли образованы двумя принципами – кислотой и щёлочью. Современные представления о классах неорганических соединений рассмотрим позже.
На основе полученных данных Рихтер составил ряды относительных весовых количеств кислот, которые необходимы для нейтрализации определённого количества какой-либо щёлочи и, наоборот, щелочей, необходимых для нейтрализации определённого количества какой-либо кислоты (т.н. ряды нейтрализации). Нейтрализация в химии - смешивание растворов кислот и оснований (щелочи) в водной среде до получения смеси, которая не является ни кислотной, ни щелочной.
Он дал следующую формулировку закону эквивалентов – «Если одно и то же количество какой-либо кислоты нейтрализуется различными количествами двух или большего числа оснований, то количества последних эквивалентны и нейтрализуются одним и тем же количеством другой кислоты». Кроме этого, Рихтер ввёл в химию термин «стехиометрия», что должно было означать измерение соотношений, в которых химические элементы реагируют друг с другом.
В общей форме закон эквивалентов сформулирован У. Волластоном в 1807 : отношения масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равны или кратны их химическим эквивалентам. Следовательно, требуется знание величин этих самых химических эквивалентов.
Чтобы их определить необходимо, знать состав химических веществ, вступающих во взаимодействие.
Для определения состава химических соединений большое значения сыграли законы постоянных и кратных отношений.
Было мнение, которого придерживался известный химик Бертолле, о том, что состав химического соединения зависит от массы реагирующего вещества, поэтому состав полученного вещества может быть различным, и он широко пропагандировал свою идею. Но не все ученые были согласны с ним.
Так, Пруст на большом экспе¬риментальном материале показал, что природный карбонат меди и карбонат, полученный осаждением раствора какой-либо соли меди карбонатом щелочного металла, имеют один и тот же постоянный состав. Впослед¬ствии Пруст распространил свои наблюдения на соединения олова, сурьмы и железа. Пруст установил для элементов, которые образуют друг с другом два или более соединений, закономер¬ность, согласно которой переход от одного соединения к другому происхо¬дит не непрерывно, как это следовало бы, согласно предположениям Бертолле, а скачками, т.е. эти соединения имеют различный, но постоянный состав.
Сейчас закон постоянных отношений (постоянства состава) имеет следующую формулировку: «Любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа атомов выражаются целыми числами».
В развитие закона постоянных отношений Джоном Дальтоном в 1803 г. был сформулирован закон кратных отношений:
«Если два элемента образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся как целые числа, обычно небольшие.»
Дальтон писал: «Во всех химических исследованиях с полным основанием считается важной задачей определение относительного веса простых веществ, составляющих сложное. К сожалению, исследования ограничивались только этим; в действительности же из весов, пропорцио¬нальных массе атомов, можно было бы вывести относительные веса конечных частиц или атомов тел, что привело бы к установлению их числа или веса во многих других соединениях. И одна из главных задач настоящей работы состоит в том, чтобы показать важность и преимущество опре¬деления относительных весов конечных частиц как простых, так и слож¬ных веществ, определения числа простых элементарных частиц, которые образуют сложную частицу, и числа частиц менее сложных, которые участ¬вуют в образовании частицы более сложной.
Пусть А и В — два вещества, способные к соединению, которое может произойти в следующем порядке, начиная с самого простого, а именно:
1 атом А + 1 атом В = 1 двойному атому С;
1 атом А + 2 атома В = 1 тройному атому D;
2 атома А + 1 атом В = 1 тройному атому Е;
1 атом А + 3 атома В = 1 четверному атому F;
3 атома А + 1 атом В = 1 четверному атому G и т. д.
Следующие общие правила можно считать путеводными во всех исследованиях по химическому синтезу:
1. Если из двух веществ может быть получено одно соединение, сле¬дует полагать при отсутствии противоречащих соображений, что оно двойное.
2. Если известно, что образуются два вещества, то можно допустить, что одно из них двойное, а другое — тройное.
3. Если получено три соединения, то одно следует рассматривать как двойное, а два других — как тройные.
4. Если получается четырз соединения, то следует полагать одно двойным, два тройными и одно четверным и т. д.
5. Двойное соединение должно быть легче, чем простая смесь его составных частей.
6. Тройное соединение должно быть легче смеси двойного соединения и элемента, которые, соединяясь, дают это тройное соединение и т. д.
Применение этих правил к наиболее известным химическим явлениям приводит к следующим заключениям: а) вода есть двойное соединение водорода и кислорода, и веса этих двух элементарных атомов относятся друг к другу приблизительно как 1 : 7; б) аммиак — двойное соединение водорода и азота с относительными весами примерно 1 : 5… Окись углерода есть двойное соединение, состоящее из атома кислорода и атома углерода с суммарным весом около 21… Во всех этих случаях веса отнесены к атому водорода, вес которого принят равным 1».
Дальтон исходил из положения о кор¬пускулярном строении материи, но принял, что все атомы каждого отдель¬ного элемента одинаковы и характеризуются, кроме других свойств, тем, что обладают определенным весом, который он называет атомным весом. Таким образом, каждый элемент обладает атомным весом, о котором, по мнению Дальтона, можно иметь представление только в относительном смысле, так как определить абсолютный вес атомов невозможно. Ставя вопрос об определении относительного атомного веса, Дальтон принимает за единицу атомный вес самого легкого из известных элементов, а именно водорода, и сопоставляет с ним веса других элементов.
Основываясь на положениях химической атомистики, Дальтон 6 сентября 1803 г. привел в дневнике первую таблицу относительных атомных весов, составленную с учетом результатов весовых анализов, выполненных его предшественниками.
Вещество Вес Вещество Вес
Водород ........... 1 Азотистая окись . . 13,7
Азот...................... 4,2 Азотная кислота . . 15,2
Углерод................ 4,3 Сера........14,4
Сероводород .... 15,4 Спирт.......15,1
Аммиак................. 5,2 Угольная кислота 15,3
Кислород.............. 5,5 Сернистая кислота 19,9
Вода...................... 6,5 Серная кислота ... 25,4
Фосфор................. 7,2 Углеродистый водород (метан)6,3
Эфир..................... 9,9 Маслородный газ (этилен) .5,9
Азотистый газ ... 9,3 Фосфористый водород 8,2
Окись углерода ... 9,8
Именно Дальтон ввел в науку относительные атомные и молекулярные веса веществ - важнейшие характеристики химических элементов и их соединений.
Работы английского ученого были развиты знаменитым шведским химиком и минералогом Якобом Берцелиусом (1779-1848), которого в первой половине XIX в. называли "законодателем химии". Он провел весовой анализ оксидов свинца, меди и железа, сульфидов железа, и во всех случаях подтвердился предложенный Дальтоном закон простых кратных отношений. Берцелиус установил, что этому закону подчиняются также и органические соединения.
В 1814 г. он создал свою таблицу атомных весов, приняв поначалу, как и Дальтон, атомный вес водорода за единицу, но уже вскоре он писал: "Сопоставление атомных весов с весом водорода не только не представляет никакого преимущества, но вызывает большие трудности, потому что водород легок и с трудом дает неорганические соединения. Наоборот, кислород имеет все преимущества. Он, так сказать, является центром, вокруг которого вращается вся химия".
В 1818 г. он составляет новую таблицу относительных атомных весов многих элементов, приняв атомный вес кислорода за 100.
Возможность ошибок допускал и Берцелиус. Но как установить точные атомные веса? Помогли исследования немецкого химика Эйльгарда Митчерлиха и французских физиков Пьера Дюлонга и Алексиса Пти. Митчерлих в 1819 г. установил закон изоморфизма: «одинаковое число атомов, соединенных одним и тем же способом, дает кристаллическую форму, которая зависит только от количества и расположения атомов.»
В том же году Дюлонг и Пти открыли закон удельных теплоемкостей:
«атомы всех простых тел имеют одинаковую теплоемкость». Другими словами, была установлена зависимость между удельной теплоемкостью элементов в твердом состоянии и их атомными весами, которая выражалась в том, что произведение относительного атомного веса на удельную теплоемкость любого простого вещества есть величина постоянная. Теперь достаточно было определить удельную теплоемкость элемента, разделить на это число константу, и атомный вес будет найден.
Берцелиус исправил значения многих относительных атомных весов и формулы многих оксидов (Fe2O3 вместо ранее принятого FeO, Сг2О3 вместо СrO6 и т.д.). Составленная Берцелиусом в 1826 г. таблица атомных весов не подверглась существенным изменениям до конца его жизни, а многими из определенных им значений пользуются и сейчас (имеются в виду лишь приближенные целые числа). Для установления состава ряда соединений Берцелиус применял метод, предложенный итальянским физиком Амедео Авогадро.
В 1811 г. была опубликована первая статья физика Авогадро - преподавателя лицея в маленьком городке на севере Италии; она называлась "Описание способа определения относительных масс элементарных молекул и отношений, в которых они входят в эти соединения". Затем последовали другие: "Об относительной массе молекул в простых телах"; "Новые соображения о теории определенных пропорций в соединениях и об определении масс молекул тел". Отправной точкой его рассуждений было предположение, что в равных объемах различных газов при одинаковых условиях находится одинаковое число молекул. Отсюда следовал вывод, что можно определять относительные молекулярные массы газообразных веществ по отношению их плотностей. Другими словами, молекулярная масса неизвестного газа или пара равна произведению его плотности, вычисленной по отношению к известному газу, на молекулярную массу последнего. Таким путем Авогадро вычислил атомные массы более 40 элементов: азота (13,238), серы (31,730), фосфора (38), углерода (11,360) и т. д. За эталон атомной массы он принял массу водорода (считая ее равной единице) и лишь с 1821 г. помимо водорода стал использовать как эталон кислород с относительной атомной массой 16.
Определяющим для нахождения правильных относительных атомных масс явилось уточнение понятий "атом", "молекула", "эквивалент", сделанное Станислао Канниццаро, соотечественником Авогадро (1858), в статье "Краткое изложение курса химической философии".
Канниццаро примененяет гипотезу Авогадро для определения весов молекул; согласно Авогадро, молекулярные веса про¬порциональны плотностям тел в газообразном состоянии. Так как плот¬ности паров выражают веса молекул, все их можно относить к плотности простого газа, избранной в качестве единицы; аналогично тому, как посту¬пил Авогадро, Канниццаро принимает вес молекулы водорода равным 2 и дает таблицу сопоставимых молекулярных весов 33 простых и сложных тел, поскольку значения молекулярных весов даны им в одних и тех же единицах. Это приводит Канниццаро к выводу, что «различные количества одного и того же элемента, содержащиеся в различных молекулах, являются целыми кратными одного и того же количества, которое, выступая всегда нераздельно, должно с полным основанием именоваться атомом». В этом законе атомов заключены закон кратных отно¬шений и закон простых отношений между объемами газов.
Канниццаро начинает обсуждать состав молекул на примерах хлоридов, бромидов и иодидов; когда эти галогениды летучи, приблизительный вес их молекул можно определить по их плотности в газообразном состоянии, а отсюда можно вывести количество галогена, которое они содержат. Далее, это количество целократно количеству, содержащемуся в галогеноводородных кислотах, иными словами, весу половины молекулы галогена; поэтому не может остаться никакого сомнения относительно атомных весов галогенов и числа атомов, находящихся в молекулах их соединений. «Я продолжаю подчеркивать,— говорит Канниццаро по этому поводу,— что атомные веса водорода, хлора, брома и иода равны весам полумолекул, т. е. им отвечает вес половины объема».
Рассматривая состав молекул двух хлоридов и двух иодидов ртути, Канниццаро опровергнул предположение о том, что молекула рту¬ти состоит из двух атомов. Хлористая ртуть содержит количество хлора, вдвое меньшее его количества в хлорной ртути, но равное найденному в хлористоводородной кислоте; причем оба хлорида содержат одно и то же количество ртути, выражаемое числом 200. а в
Однако у химиков не было единого мнения относительно того, что принять за единицу атомного веса: одни брали в качестве эталона атомный вес водорода (1), другие - атомный вес кислорода (100 или 16). В 1860 г. бельгийский ученый Жан Стае предложил новый эталон атомного веса-1/16 часть веса атома кислорода (кислородную единицу). Это было очень удобно, так как, с одной стороны, избранная единица близка к атомному весу водорода, а с другой - она позволяет определять относительные атомные веса элементов по кислородным соединениям, что значительно проще. Стае выполнил огромное число определений атомных весов, которые были опубликованы в его двухтомном труде.
После конгресса в Карлсруэ, состоявшемся в 1860 г., Менделеев писал, что председатель конгресса поставил на голосование вопрос о том, что «предлагается принять различие понятий о частице (молекуле) и атоме, считая частицею наименьшее количество тела, вступающее в реакции и определяющее физические свойства, и считая атомом наименьшее количество тела, заключающееся в частицах. Далее «предлагается понятие о эквивалентах считать эмпирическим и не зависящим от понятий от атомах и частицах». Эти предложения были приняты большинством химиков.
В результате были установлены правильные атомные веса элементов, что позволило перейти к систематизации элементов по величине их атомного веса.
Есть желание издать этот учебник по химии, больше для учителей химии, преподавателей ВУЗов,школьников, студентов, но "Денег нет" и "кому не нравится зарплата учителя. идите в бизнес", поэтому выполняю работы по химии (Решение задач, консультации. рефераты), для школьников, студентов колледжей и ВУЗов - технических, педагогических, лесотехнических, медицинских, экономических, пищевых, институтов МЧС, и др, например, таких как:
Сайт основной - http://lomonoc.a5.ru/#/Главная
РГППУ - http://ugppuchemistry.simplesite.com/
УГЛТУ - http://usfeuchemistry.simplesite.com/
УРФУ - http://urfuchemistry.simplesite.com/
УрГУПС - http://usurtchemistry.simplesite.com/
УРГЭУ - http://urgeuchemistry.simplesite.com/
УРГАУ - http://urgauchemistry.simplesite.com/
ПФА - http://pfachemistry.simplesite.com/
КемТИПП - http://kemtippchemistry.simplesite.com/
УГМУ - http://usmachemistry.simplesite.com/
УрИ ГПС МЧС России - http://uigpschemistry.simplesite.com/
Ошибок не бывает, замечания преподавателей - только по оформлению согласно их МУ.
Будут предложения - обращайтесь.