Стехиометрические законы и концепции атомизма

Размещено на http://www.allbest.ru

Размещено на http://www.allbest.ru

Появление стехиометрии. Химия в конце XVIII - начале XIX вв.

В XVIII веке химия еще не встала на твердую математическую основу. Более того: многие химики того времени не умели применять даже элементарные арифметические знаки. Подтверждением может служить главный труд Рихтера «Начальные основания стехиометрии», в котором он объясняет коллегам: «Если одно число прибавляется к другому, то между ними следует поместить знак «+» (который называется плюсом), если же мы хотим произвести вычитание, то между ними ставится знак «-» (который называется минусом). Например, 19+424 означает, что мы прибавляем 19 к 424, что дает 443; а запись 424-19 означает, что мы отнимаем 19 от 424, что дает 405». Следует заметить, что на отношения химии и математики имелись две точки зрения. Огюст Конт, основатель философии позитивизма и автор формальной классификации наук в 1830 году так писал о соотношении химии и математики: «Любую попытку применить математические методы при изучении химических вопросов следует рассматривать как абсолютно неразумную и противоречащую духу химии… Если когда-нибудь математический анализ займет в химии видное место - что, к счастью, почти невозможно, - то это приведет к быстрому и полному вырождению этой науки». Другой точки зрения придерживался немецкий философ Иммануил Кант: «В каждой естественной науке заключено столько истины, сколько в ней есть математики». И именно его слова стали лейтмотивом работ немецкого химика Иеремии Вениамина Рихтера. Даже его докторская диссертация носила название «Использование математики в химии». В 1793 году в своем труде «Начальные основания стехиометрии», основываясь на результатах личных эмпирических исследований и опыта предшественников Рихтер вывел закон, согласно которому все вещества взаимодействуют в строго определенных соотношениях, причем массы как исходных веществ, так и продуктов реакции можно рассчитать заранее. Сформулировать этот закон Рихтер смог на основании сопоставления количества кислот и щелочей, необходимых для образования средних солей. Он пришел к выводу: «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». В первый раз в истории всемирной химии Рихтер смог записать уравнение реакции, которое позволило рассчитать теоретический выход продукта. Он ввел в химию понятие стехиометрии (от греч. «стойхеон» - «основание», «элемент» и «метрео» - «измеряю»), т.е. массовых или объемных отношений реагирующих веществ.

Закон сохранения вещества

Одной из самых актуальных проблем химии XII-XVIII веков была проблема горения. Опыты ученых того времени (таких как Эрнст Шталь) по сжиганию дерева или ртути на воздухе подводили к «очевидной» мысли о том, что масса веществ в результате реакции не сохраняется. Шталь объяснял такие явления наличием в горючих веществах некой материи - флогистона. Реакции горения, согласно этой теории, приводили к разложению вещества на собственно флогистон и негорючий остаток. Считалось, что флогистон обладает отрицательной массой и при горении выделяется в атмосферу, чем и объяснялось увеличение массы металлов при прокаливании. Но тогда необходимо предположить существование флогистона с положительной массой, для объяснения, например образования золы из дерева. Михаил Васильевич Ломоносов первым предложил «всеобщий закон» сохранения, сформулировав его в письме к Леонарду Эйлеру от 5 июля 1748 года: «Но все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у другого…». Для опровержения натурфилософской теории о флогистоне Ломоносов подверг дополнительной проверке опыт Бойля. Опыт состоял в следующем: прокалив на огне запаянный сосуд, содержащий металл, Бойль зафиксировал увеличение веса вскрытого сосуда, что объяснил как проникновение «огненной материи» через стекло. В 1756 году Ломоносов записывает в отчете о проделанных работах: «Между разными химическими опытами, которых журнал на 13 листах, деланы опыты в заплавленных накрепко стеклянных сосудах, чтобы исследовать: прибывает ли вес металлов от чистого жару. Оными опытами нашлось, что славного Роберта Бойля мнение ложно, ибо без пропущения внешнего воздуха вес сожженного металла остается в одной мере». В Европе открытие Ломоносова не вызвало никаких изменений. Лишь в 70-80х годах XVIII века Антуан Лавуазье, проведя множество экспериментов с точным взвешиванием веществ до и после реакции, установил, что сумма весовых количеств веществ до реакции равна сумме весовых количеств веществ, полученных в ходе реакции. Так же, как и Ломоносов, он проверял предположение о том, что вес металлов при превращении в окись увеличивается. В 1773 году Лавуазье в герметично закрытом сосуде при помощи большого зажигательного стекла нагревал олово. Как и следовало ожидать, общий вес сосуда с получившейся окисью олова остался прежним. Но помимо этого, Лавуазье обнаружил, что количество воздуха в сосуде уменьшилось на 1/5. Этот оставшийся воздух не поддерживал дыхания и горения. Это позволило Лавуазье в дальнейшем определить состав воздуха. Труды Ломоносова и Лавуазье привели к тому, что в конце XVIII века научное сообщество, наконец, признало закон сохранения массы и опровергло теории флогистона. В настоящее время закон звучит так: масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Хотя в начале XX века формулировка закона была пересмотрена в связи с теорией относительности Альберта Эйнштейна, согласно которой масса тела зависит также от его скорости и, как следствие, характеризуется не только количеством материи, но и ее движением. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE=Dm*c2, где с - скорость света… Но это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. Dm практически не может быть измерено.

Закон постоянства состава веществ

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Жозеф Луи Пруст 1801 году. Этот закон утвердился в полемике Пруста с французским химиком Клодом Луи Бертолле. Последний считал, что направление химической реакции (состав ее продуктов) зависит не только от природы взаимодействующих веществ, но и от их относительных количеств. Абсолютизируя результаты своих экспериментальных исследований химических равновесий, он утверждал, что все вещества имеют переменный состав, который может меняться непрерывно от одного компонента к другому: например, оксиды получаются постепенным насыщением металла кислородом. В то же время Пруст, используя значительно более точные методы анализа, показал, что на самом деле таких непрерывных переходов нет. На примере карбоната меди, оксидов олова и сурьмы, сульфидов железа в разных степенях окисления, а также других веществ он доказал определенность составов соединений вне зависимости от способов их получения. Пруст писал: «От одного полюса земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь». Итак закон постоянства состава звучит следующим образом: «Качественный и количественный состав сложного вещества не зависит от способа его получения».

Закон простых кратных отношений

Исследуя химико-аналитически оксиды азота и углерода, этилен и метан, водородные соединения азота и фосфора, некоторый другие вещества, Дальтон в 1803 году установил 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 небольшие целые числа». Иными словами весовые отношения простых веществ, образующих сложное вещество, выражаются целыми числами типа 1:2:3… Закон кратных отношений, целочисленные отношения эквивалентных масс имели естественным выводом, что молекулы состоят из нескольких неделимых частиц - «атомов». Отсюда появилась возможность определения относительных атомных масс. Джон Дальтон ввел в химию и сам термин «атом» как мельчайшую частицу химического элемента. Атомы различных элементов, по Дальтону, имеют разную массу и тем отличаются друг от друга.

Закон простых объемных отношений

Французский ученый Жозеф Луи Гей-Люссак в 1802 году установил, что объем газа при постоянном давлении увеличивается пропорционально температуре. Позднее он вывел еще один закон: давление газа в замкнутом объеме пропорционально температуре. Свойства газов в конце XVIII - начале XIX века исследовали многие ученые. Еще до Гей-Люссака зависимость между объемом газа и температурой изучал французский физик Жак Александр Сезар Шарль. Но он вовремя не опубликовал полученные им данные, а Гей-Люссак же четко сформулировал закон, который в России называют законом Гей-Люссака, а в Англии и США - законом Шарля. А закон зависимости давления газа от абсолютной температуры наоборот в России известен под именем закона Шарля, а в Англии и США - как закон Гей-Люссака. Часто эти законы называют соответственно первым и вторым законами Гей-Люссака. В 1808 году Гей-Люссак совместно с немецким естествоиспытателем Александром Гумбольдтом сформулировал закон объемных отношений: «объемы вступающих в реакцию газов, находящихся при одинаковых условиях, относятся как целые числа». Например, 2 объема водорода соединяются с 1 объемом кислорода, давая 2 объема водяного пара. Сейчас мы записали бы стехиометрическое уравнение так: 2H₂+O₂=2H₂O. Но в начале XVIII века еще не было разграничения понятия атома и молекулы. Гей-Люссак ничего не говорил о том, в виде каких частиц участвуют в реакциях те или иные газы.

Закон Авогадро

В начале XIX века считалось, что все газы состоят из атомов. Таких взглядов придерживался и один из виднейших ученых того времени и фактический глава европейской химии Йенс Якоб Берцелиус. А так как размеры атомов у тех или иных элементов неодинаковы, то полагали, что в равных объемах различных газов «помещается» разное число атомов. Но такой взгляд противоречил эмпирическим наблюдениям и в 1811 году итальянский химик Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро ди Кваренья э ди Черрето сформулировал новый закон - закон Авогадро. В 1811 году он писал: «Необходимо принять, что имеются также очень простые отношения между объемами газообразных веществ и числом простых и сложных молекул, образующих эти вещества. Первая гипотеза, которая возникает в связи с этим и которая представляется единственно приемлемой, состоит в предположении, что число составных молекул любого газа всегда одно и то же в одном и том же объеме…» Под «простыми молекулами» ученый имел ввиду атомы, из которых по его мнению состоят «сложные» или «составные» молекулы газов. В 1814 году Авогадро сформулировал свою теорию еще более четко: «равные объемы газообразных веществ при одинаковом давлении и температуре содержал одно и то же число молекул, так что плотность различных газов служит мерой массы их молекул». Это добавление было крайне важным, так как оно означало, что, измеряя плотность разных газов, можно определить относительные массы молекул, из которых они состоят. В 1814 году к таким же выводам пришел французский физик Андре Мари Ампер, но считать его соавтором закона, как это делали многие химики, едва ли справедливо. Несколько десятилетий теория Авогадро оставалась практически незамеченной. Основной причиной этого была принятая в то время дуалистическая теория строения химических элементов, созданная Берцелиусом. Согласно этой теории, все атомы имеют электрические заряды, а молекулы образованы атомами с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. С точки зрения этой теории невозможно было представить себе молекулу газа, состоящую из двух одинаковых атомов, например О₂. Поэтому Берцелиус, имевший в то время непререкаемый авторитет, отверг гипотезу Авогадро. И лишь в конце 50-х годов XIX века ее возродил итальянский химик Станислао Канницаро. Он принял для молекул газообразных элементов правильные удвоенные формулы и согласовал таким образом теорию Авогадро с экспериментальными данными. После того, как закон Авогадро стал общепризнанным, химики получили возможность рассчитывать, в каких соотношениях будут реагировать различные соединения. Но химики привыкли оперировать не молекулами, а литрами или граммами. Поэтому нужно было знать соотношение масс взаимодействующих молекул. Химики рассчитывали массы молекул относительно массы атома водорода. В таком случае для того, чтобы реакция C₂H₄+Cl -> C₂H₄CL₂ прошла полностью, в «водородных единицах» нужно взять 28 этилена и 71 хлора. Следовательно нужно взять 28г этилена и 71г хлора и в этих количествах реагентов будет содержаться равное чисто молекул. Таким образом измеряя массу веществ в граммах, химики как бы оперировали молекулами. Так в химии появилась величина, которую называли грамм-молекулой или молем. Моль - это количество вещества, содержащего столько же структурных элементов, сколько их содержится в 0,0012 кг углерода-12. В 1971 году решением 14 Генеральной конференции по мерам и весам моль был введен в Международную систему единиц СИ в качестве седьмой основной единицы. Число Авогадро (N_A) - это число частиц содержащихся в моле любого вещества. Современное значение постоянной Авогадро: N_A=6,0221367?10²³.

Значение стехиометрических законов в обосновании концепции атомизма

Стехиометрические законы придали атомно-молекулярной картине мира рациональный характер. Эти законы способствовали подведению экспериментального фундамента под атомно-молекулярную гипотезу. Все эти законы были установлены экспериментально, когда в химию пришло измерение количеств веществ вступающих в реакции и образующихся в них. Закон Пруста послужил одним из оснований складывающегося в то время представления об атомно-молекулярном строении вещества. Но решающими в утверждении атомистических представлений стали работы Джона Дальтона. Представление о том, что материя состоит из мельчайших далее невидимых частиц, выдвинуто не Дальтоном. Уже античный философ Демокрит развивал атомистическую гипотезу. Во все времена были физики и химики, разделявшие ее. Заслуга Дальтона состоит в том, что он экспериментально обосновал атомную теорию. Авогадро, беря за основу законы Гей-Люссака, ввел в науку понятие молекулы как частицы сложного вещества, состоящей из атомов, и определил атомный вес некоторых газов. Сам закон Авогадро является одним из самых ярких доказательств истинности атомно-молекулярной концепции строения вещества. Окончательную победу атомно-молекулярное учение (и опирающиеся на него способы определения атомных и молекулярных весов) одержало на 1-м Международном Конгрессе химиков (1860). Главным вопросом конференции стало разграничение понятий «молекула» и «атом». Большое влияние на ход конгресса оказал итальянский химик Канниццаро. Канниццаро на основе закона Авогадро чётко разграничил понятия «атом», «молекула» и «эквивалент» и предложил рациональную систему атомной массы. Свою теорию он изложил в брошюре, которую лично раздал всем участникам конгресса. В своих выступлениях Канниццаро отстаивал закон Авогадро и систему Жерара и указывал на то, что возвращать химию к принципам Берцелиуса нецелесообразно. Результатом съезда химиков в Карлсруэ стало утверждение атомно-молекулярного учения, были определены понятия атомного веса, а также молекулы и атома. Было установлено, что молекула -- это наименьшее количество вещества, вступающее в реакции и определяющее физические свойства, а атом -- наименьшее количество элемента, содержащееся в молекулах. Так широкое использование все более точных количественных измерений, совершенствование химического эксперимента, особенно методов химического анализа, привели к окончательному становлению атомно-молекутярных представлений о составе вещества.

стехиометрический закон атомизм

Список используемой литературы

1. Н.Е. Кузьменко, В.В. Еремин, В.А. Попков. Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы. - М.: Дрофа, 1995

2. Кудрявцев П.С. Курс истории физики: Учебное пособие для студентов пед. Институтов по физ. спец. 2 изд., испр. и доп. - М.: Просвещение, 1982

3. Жуланов А.Л. Концепции современного естествознания: учебное пособие для студентов гуманитарных специальностей педагогических вузов: - Перм. гос. пед. ун-т. - Пермь, 2011

4. Общая химия: Учебник/Под ред. Е.М. Соколовской и Л.С. Гузея. - 3-е изд., перераб. и доп. - М.: Изд-во Моск. Ун-та, 1989

5. Энциклопедический справочник школьника. Том 1, Естественные науки. - М. Русское энциклопедическое товарищество, 2002

6. Грушевицкая Т.Г., Садохин А.П. Концепции современного естествознания: Учебное пособие. - М.: Высшая школа, 2012. - 383с.

Размещено на Allbest.ru