Обратная связь
|
Предмет и задачи химии. Место химии среди естественных наук.
Важнейшей частью современного естествознания является химия – наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Предмет химии - явления, происходящие на микроскопическом уровне с участием атомов, молекул, ионов и других микроскопических частиц.
Объектом изучения химии являются вещества, из которых состоит окружающий нас мир, а также различные процессы, происходящие на макроскопическом уровне, такие, как образование осадков, выделение газов, тепловые эффекты различных процессов и т.д. На начало 2000 г. было известно около 20 млн. различных веществ, 80 % из которых – соединения углерода. Ежегодно число синтезируемых новых органических соединений увеличивается на 300 – 400 тысяч.
Современная химия тесно связана со многими естественными науками. Так, взаимодействие химии и физики привело к возникновению двух наук: физической химии и химической физики. Самой молодой областью химии является квантовая химия, задача которой – использовать современные квантово-механические представления для поиска связей между строением и свойствами веществ.
Атомно-молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии, периодический закон составляют основу химии.
Атомно-молекулярное учение
Многие вещества имеют атомное строение, т.е. состоят из атомов. Это, в первую очередь, металлы и их сплавы, а также соединения внедрения – карбиды, нитриды и др. В карбидах и нитридах атомы углерода или азота занимают пустоты в кристаллической решетке металла.
Другие вещества состоят из ионов, т.е. имеют ионное строение. Примерами таких веществ являются оксид кальция (Ca2+O2-), хлорид калия(K+Cl-) и др.
Большинство же веществ имеют молекулярное строение. К этому типу веществ относятся почти все органические соединения, вода (Н2О), углекислый газ (СО2), водород (Н2), хлор (С12), кислород (О2) и т.д.
Важную роль в развитии атомно-молекулярного учения сыграли работы великого русского ученого М.В. Ломоносова. Основные положения этого учения:
1. Большинство известных в настоящее время веществ состоят из молекул. Молекула – наименьшая частица некоторых веществ (имеющих молекулярное строение), которая имеет химические свойства и состав данного вещества.Таким образом, химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Следует подчеркнуть, что только для веществ, имеющих молекулярное строение химические свойства молекул и веществ одинаковы. В то же время имеются некоторые вещества - полимеры, состав которых не соответствует составу молекул из которых они образованы (например, этилен и полиэтилен).
2. Молекулы состоят из атомов. Атом – электронейтральная динамическая система, состоящая из ядра, образованного протонами и нейтронами, и электронов.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении. В частности, для входящих в состав молекул атомов и групп атомов характерно наличие поступательного, вращательного и колебательного движения.
4. При протекании химических реакций из одних веществ образуются другие вещества.
Химические элементы
Нет точных сведений, откуда произошло слово «элемент». По одной из версий, оно образуется при произношении букв латинского алфавита – l, m, n, t.
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Например, элемент «сера» включает атомы S, входящие в состав любых соединений (Na2SO4, SO2, H2S и т. д.)
Каждый элемент имеет свое название и свой символ, например, элементы магний - Mg, сера - S, водород - H и т. д. (см. периодическую таблицу).
В настоящее время известно 118 химических элементов. 101–й химический элемент назван менделевием (Md) в честь автора периодического закона Д.И. Менделеева. Название элемента с порядковым номером 104 - резерфордий (Rf), 105 - дубний (Db), 106 – сиборгий (Sg), 107 – борий (Bh), 108 – хассий (Hs), 109 – мейтнерий (Mt). Элемент с порядковым номером 110 назван дармштадтием, 111 - рентгением, 112 - коперницием.
23 сентября 2003 г на XVII Менделеевском съезде по общей и прикладной химии (г. Казань) ученые Объединенного института ядерных исследований (ОИЯИ) (г. Дубна) объявили о синтезе 115 и 113 элементов периодической системы. Для синтеза 115 элемента мишень, изготовленную из 95 элемента – америция, бомбардировали ионами редкого изотопа кальция-48, ускоренного до 1/10 скорости света. В результате было зарегистрирована картина распада 115 элемента: пять последовательных альфа-распадов общей продолжительностью около 20 секунд, в результате которых получился 105 элемент – дубний. Этот элемент “прожил” более 20 часов. Работа российских ученых подтвердила существование так называемого “острова стабильности” ранее неизвестных сверхтяжелых элементов, гипотеза о существовании которых была выдвинута еще в середине 1960-х годов. 114 и 116 элементы были синтезированы ранее в результате совместных исследований ОИЯИ и Ливерморской национальной лаборатории (США) и показали, что эти элементы живут в сотни и тысячи раз дольше, чем их более легкие предшественники (92 элемент – уран – живет около 1 миллиарда лет, то 112 элемент – только 0,00002 секунды).
24 октября 2012 года в Москве в Центральном доме ученых РАН состоялась торжественная церемония присвоения 114-му элементу имя "флеровий, а 116-му - "ливерморий".
Одной из важнейших характеристик элементов является их распространенность в земной коре. Распространенность химических элементов обычно выражают в кларках (по имени американского геохимика Ф.У. Кларка, предложившего метод расчета химического состава земной коры). Массовый кларк элемента равен его массовой доле, т.е. отношению массы данного элемента к суммарной массе всех элементов, составляющих земную кору. Атомный кларк химического элемента характеризует долю атомов данного элемента в общем числе атомов всех элементов земной коры. Самым распространенным элементом является кислород – 42,7% массы земной коры, затем идет кремний – 27,6%, алюминий – 8,8% и т.д.
Простые и сложные вещества; аллотропия
Вещество – это любая совокупность атомов и молекул, находящаяся в определенном агрегатном состоянии. Химические вещества подразделяются на простые и сложные.
Простые вещества образованы из атомов одного элемента. Примерами простых веществ являются кислород O2, сера S8, железо Fe.
Сложные вещества, или химические соединения, образованы атомами различных элементов. Вода H2O, поваренная соль NaCl и углекислый газ СO2 являются химическими соединениями.
Понятие «химический элемент» нельзя отождествлять с понятием «простое вещество». Например, кислород как простое вещество характеризуется определенными физическими и химическими свойствами. Кислород как химический элемент – не имеет физических свойств - вид атомов с зарядом ядра +8, которые могут входить в состав простых (O2, O3) или сложных веществ (H2O, H2SO4, HCOOH и т.д.).
Явление, когда элементы образуют несколько простых веществ, различающихся строением, составом и свойствами, называется аллотропией, а соответствующие простые вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями. Так, элемент углерод образует четыре аллотропные модификации – алмаз, графит, карбин и фуллерены, элемент кислород – две: кислород и озон, более десяти аллотропных модификаций образует фосфор.
Относительная атомная и относительная молекулярная масса
Значения масс атомов, выраженные в абсолютных единицах (г, кг) массы (абсолютные атомные массы mA), очень малы. Так, масса атома водорода составляет 1,66·10-27 кг, углерода – 1,99·10-26 кг. Чрезвычайно малыми оказываются и массы молекул (абсолютная масса молекулы обозначается mM), например, масса молекулы воды равна 2,99·10-26 кг. Поэтому для удобства используют понятие об относительной массе атомов и молекул.
За единицу атомной массы принята атомная единица массы (а.е.м), равная 1/12 массы изотопа углерода 12С:
1 а.е.м. = 1/12 mA (12С) = 1,66·10-27 кг = 1,66·10-24 г.
Относительной атомной массой Аr элемента называют отношение средней массы атома естественного изотопного состава элемента к 1/12 массы атома углерода 12С.
Относительной молекулярной массой Мr вещества называют отношение средней массы молекулы естественного изотопного состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12С. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы.
Относительные массы являются безразмерными величинами. Абсолютные и относительные атомные и молекулярные массы связаны соотношениями:
mA = Ar·1 а.е.м,
mM = Mr·1 а.е.м.
Если вещество не имеет молекулярного строения, то его молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс атомов, которые составляют так называемую «формульную единицу» вещества, например:
CaSO4, Mn3C, KAl(SO4)2·12H2O, [Ag(NH3)2]Cl.
Моль; молярная масса
За единицу количества вещества в Международной системе единиц (СИ) принят моль.
Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных элементов (атомов, молекул, ионов, электронов, других частиц или их групп), сколько атомов углерода содержится в 0,012 кг (12 г) изотопа 12С. При использовании понятия моль структурные элементы должны быть указаны, например, моль электронов. Моль был введен в Международную систему единиц (СИ) в качестве седьмой основной единицы в 1971 г. на XIV Генеральной конференции по мерам и весам.
Число атомов NA в 0,012 кг углерода можно вычислить, зная массу одного атома углерода:
NA = 0,012 кг/моль : 1,993·10-26 кг = 6,02·1023 моль-1.
Величина NA называется постоянной Авогадро (другое название – число Авогадро), показывает число структурных элементов в 1 моль любого вещества и имеет размерность моль-1.
Молярная масса М вещества – величина, равная отношению его массы m к количеству вещества n:
M = m/n,
где m – масса в граммах, n – количество вещества в моль, М – молярная масса в г/моль. Таким образом, молярная масса вещества – это масса 1 моль вещества. Масса 1 моль воды, например, составляет 18 г, алюминия – 27 г, поваренной соли (хлорида натрия) – 58,5 г.
Численные значения М и Мr равны, однако молярная масса имеет размерность г/моль или кг/моль, а относительная молекулярная масса безразмерна:
М = NA·mМ(1 молекулы) = NA·Mr·1 а.е.м. = Mr.
Химические знаки, формулы и уравнения
Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Современные химические символы ввел шведский химик Й.Я. Берцелиус (1779 – 1848). Он предложил обозначать элемент первой буквой или первой и одной из последующих букв его латинского названия; первая буква всегда прописная, вторая – строчная. Например, углерод (Carboneum) обозначается буквой С, а хлор (Chlorum) – двумя буквами Cl, т. к. он был открыт позже углерода.
Состав соединений изображается при помощи химических формул, состоящих из символов элементов и подстрочных индексов, показывающих число атомов данного элемента в составе молекулы. Так, формула азотной кислоты HNO3 показывает, что 1 моль ее включает 1 моль атомов водорода, 1 моль атомов азота, 3 моль атомов кислорода.
Химические реакции записывают с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных и конечных веществ. Формулы исходных веществ располагаются в левой части уравнения, а формулы продуктов реакции – в правой.
Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым, что достигается с использованием коэффициентов перед формулами веществ. Если коэффициенты в уравнении реакции или индекс в химической формуле вещества равен единице, то они не указываются. Например:
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH.
Коэффициенты перед формулами веществ называются стехиометрическими коэффициентами (стехиометрия – раздел химии, изучающий массовые и объемные соотношения между реагирующими веществами).
Равенство чисел атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения химической реакции отражает закон сохранения массы веществ.
Закон сохранения массы вещества и энергии
Закон сохранения массы веществ впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г. и независимо от него французским химиком А.Л. Лавуазье в 1789 г.
Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Например, в реакции:
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH.
Массы исходных и конечных веществ составят:
3М(Na2SO3) + 2М(KMnO4) + 1М(H2O) = 3М(Na2SO4) + 2М(MnO2) + 2М(KOH),
или
3·126 + 2·158 + 18 = 3·142 + 2·87 + 2·56,
т.е. масса исходных веществ (712 г) равна массе продуктов реакции (712 г).
Закон сохранения массы утверждает, что в результате химических превращений атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. При этом ядра атомов в химических процессах остаются неизменными, а изменяются только электронные оболочки атомов. Общее число электронов и ядер в химических реакциях остается неизменным. Закон сохранения массы широко используется при проведении стехиометрических расчетов.
Закон сохранения энергии утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В изолированной системе не происходит обмена массой и энергией с окружающей средой, энергия может переходить только из одной формы в другую.
М.В. Ломоносов рассматривал закон сохранения массы веществ и закон сохранения энергии в единстве, как всеобщий закон природы.
Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна:
E=mc2,
в котором Е – энергия, m – масса, с – скорость света в вакууме (с = 3·108 м/c). Согласно уравнению Эйнштейна масса материального объекта зависит от его энергии. Изменение массы Δm можно вычислить если известен тепловой эффект химической реакции Q = ΔE:
Вычислим изменение массы для реакции сгорания 1 моль кремния, при которой выделяется 908,3 кДж теплоты:
Si(к) + O2(г) = SiO2(к),
Dm = DE/c2= 908300/3·108 = 1,01·10-11 кг =1,01·10-8г.
Проведенный расчет показывает, что при протекании химических реакций изменение массы (дефект массы) очень мало. Это изменение намного меньше погрешностей определения масс, в том числе и молярных. Следовательно, закон сохранения массы в химических реакциях практически выполняется.
Процессы образования ядер из нуклонов (протонов и нейтронов) сопровождаются колоссальными выделениями энергии, в связи с чем вследствие дефекта массы масса атома не равна сумме масс протонов, нейтронов и электронов.
Закон постоянства состава вещества
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 г.
Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же качественный и количественный состав.
Например, оксид кальция состоит из кальция и кислорода (качественный состав). В СаO содержится 71,43 мас.% кальция и 28,57 мас.% кислорода (количественный состав). Получить оксид кальция можно в результате реакций:
2 Са + О2 = 2 СаО,
СаСО3 = СаО + СО2,
Са(ОН)2 = СаО + Н2О,
2 Сa(NO3)2 = 2 CaO + 4 NO2 + O2.
Однако независимо от способа получения, чистый оксид кальция будет иметь приведенный выше состав.
Наряду с соединениями постоянного состава (H2O, CO2 и т.д.) существуют соединения переменного состава (ZrN0,59, ZrN0,74, ZrN0,89 и т.д.). Первые названы дальтонидами в честь английского ученого Дж. Дальтона, вторые – бертоллидами в честь французского химика К.Л. Бертолле, предсказавшего такие соединения.
В связи с существованием бертоллидов следует уточнить формулировку закона постоянства состава. Если химическое соединение в данном агрегатном состоянии имеет молекулярную структуру, то его химический состав (т.е. состав его молекул) при данном изотопном составе исходных простых веществ остается одним и тем же, независимо от способа его получения.
Состав соединений с атомной, ионной и металлической решеткой зависит от условий получения, т.е. не является постоянным.
Таким образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения.
Газовые законы. Закон Авогадро. Молярный объем газа
Состояние идеального газа характеризуется следующими параметрами: давлением Р, температурой Т и объемом V. Между этими величинами экспериментально установлены соотношения, которые используются для решения расчетных химических задач, связанных с газообразными веществами.
1. Закон Бойля-Мариотта:
При постоянной температуре PV = const.
2. Закон Гей-Люссака:
При постоянном давлении (V/T)=const.
3. Закон Шарля:
При постоянном объеме (P/T)=const.
В 1834 г. французский химик Б. Клапейрон объединил эти три закона в универсальный газовый закон:
(PV/T)=const, или (P1V1/T1)=(P2V2/T2).
Уравнение для 1 моль газа было выведено Д.И. Менделеевым в 1874 г.:
PV = RT,
где R – универсальная газовая постоянная (R= 8,314 Дж/(моль·К).
Для произвольного количества газа:
PV = nRT = (m/M)RT.
Это общее уравнение состояния идеального газа, в котором n - число моль газа, m – масса газа, а M – его молярная масса, называется уравнением Клапейрона–Менделеева.
В 1811 г. итальянский химик А. Авогадро сформулировал один из важнейших газовых законов, который получил название закона Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одно и то же число молекул.
Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.
В частности, при нормальных условиях (н. у.) – при температуре Т = 273 К (00С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм) – 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа.
Следует отметить, что закон Авогадро имеет приближенный характер. Он справедлив лишь для идеальных газов, между молекулами которых отсутствует взаимодействие. Реальные газы не подчиняются этому закону и объем 1 моль реальных газов при н.у. может отличаться от 22,4 л. В качестве примера в табл.2.1 приведены величины молярных объемов некоторых реальных газов при н.у.
Таблица 2.1. Молярные объемы VМ некоторых реальных газов при н.у.
| Газ
| С4Н10
| С12
| НС1
| СН4
| | VМ, л/моль
| 21,4
| 22,0
| 22,2
| 22,3
| Молярный объем газа – это отношение объема вещества к количеству этого вещества:
VМ = V/n,
где VМ – молярный объем газа (размерность м3/моль или л/моль); V – объем вещества системы; n – количество вещества системы.
Из закона Авогадро следует, что два различных газа одинаковых объемов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул, а, следовательно, и равные количества вещества.
Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятого при тех же условиях) называется плотностью (D) первого газа по второму:
D=M1/M2.
Закон объемных отношений Гей-Люссака: Объемы реагирующих и образующихся в химических реакциях газов при одинаковых условиях относятся между собой как соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Рассмотрим реакцию образования аммиака из азота и водорода:
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г).
Из уравнения этой реакции следует, что при взаимодействии одного объема азота с тремя объемами водорода образуется 2 объема аммиака, т.е. V(N2):V(H2):V(NH3)=1:3:2. Следовательно, при стехиометрических расчетах газовых реакций количества веществ газов можно заменить их объемами.
|
|
|