Pomysł, że wszystkie substancje składają się z pojedynczych cząstek, powstał na długo przed naszą erą. Wierzyli w to starożytni greccy filozofowie. Że substancje zbudowane są z najmniejszych niepodzielnych cząstek - atomów, które są w ciągłym ruchu. Pomiędzy woluminami jest pusta przestrzeń. Starożytni myśliciele wierzyli, że wszystkie substancje różnią się od siebie kształtem, liczbą i rozmieszczeniem tworzących je atomów, a wszelkie zmiany zachodzące w przyrodzie tłumaczono połączeniem lub separacją atomów.
Atomistyczne idee starożytnych filozofów zostały opracowane przez M.V. Łomonosowa (1748) w harmonijną doktrynę atomowo-molekularną, której istota sprowadza się do tego, co następuje. Wszystkie substancje składają się z drobnych cząstek - korpuskuł (cząsteczek), które są w ciągłym ruchu. Korpuskuły z kolei składają się z pierwiastków (atomów). Wyraźnie odróżniając pojęcia atomu i cząsteczki, Łomonosow M.V. daleko przed zagranicznymi chemikami. Na długo przed angielskim naukowcem Daltonem używał pojęć atomistycznych do wyjaśnienia szeregu zjawisk chemicznych i fizycznych. Uważał, że właściwości powstałych substancji zależą od rodzaju i liczby atomów, a także kolejności ich wzajemnego połączenia. Nieco później chemicy zdefiniowali pojęcie pierwiastka chemicznego.
Początek XIX wieku upłynął pod znakiem odkrycia trzech najważniejszych praw: prawa stałości składu (Proust, 1799), prawa prostych stosunków wielokrotnych (Dalton, 1804) i prawa prostych stosunków objętościowych reakcji gazy (Gay-Lussac, 1805). W 1808 roku Dalton zaproponował atomową teorię budowy materii, a do chemii wprowadzono pojęcia „atom” i „cząsteczka”.
Później, w oparciu o naukę atomowo-molekularną, masy atomowe i właściwości chemiczne pierwiastków, D.I. Mendelejew odkrył w 1869 r. prawo okresowości – jedno z podstawowych praw natury.
Obecnie teoria atomowo-molekularna (a także prawo okresowości) jest podstawą chemii. Główne postanowienia UAM są następujące:
1. Wszystkie substancje składają się z chemicznie niepodzielnych cząstek - atomów.
Atomy przedstawiać maleńkie cząstki substancji, których nie można chemicznie rozdzielić na części składowe, przekształcić w siebie ani zniszczyć. Atom – układ oddziałujących cząstek elementarnych składający się z jądra utworzonego przez protony i neutrony oraz elektrony.
Atomy różnych pierwiastków różnią się masą. Zbiór identycznych atomów tworzy prostą substancję odpowiadającą konkretnemu pierwiastkowi chemicznemu. Atomy różnych pierwiastków oddziałują ze sobą w proporcjach całkowitych. Rezultatem są złożone formacje, w szczególności cząsteczki.
2. Cząsteczka – neutralny pod względem ładunku to najmniejszy zbiór atomów połączonych w wyniku interakcji chemicznych w określonym porządku (tj. posiadający określoną strukturę), który z reguły nie ma niesparowanych elektronów i jest zdolny do niezależnego istnienia .
Cząsteczki to najmniejsze cząstki pojedynczej substancji, które zachowują jej właściwości chemiczne, swoją chemiczną indywidualność. Pomiędzy cząsteczkami działają zarówno siły przyciągające, jak i odpychające. Cząsteczki znajdują się w ciągłym ruchu (translacyjnym i rotacyjnym). Cząsteczki są podzielne chemicznie.
3. Pierwiastek chemiczny – jest zbiorem atomów o tym samym ładunku jądrowym.
4. Substancja – pewien zbiór cząstek atomowych i molekularnych, ich towarzyszy i agregatów, znajdujących się w którymkolwiek z trzech stanów skupienia.
Proste substancje- są to substancje składające się z atomów tego samego pierwiastka chemicznego oraz substancje złożone powstają podczas chemicznego oddziaływania atomów różnych pierwiastków chemicznych.
Wiemy już, że wiele substancji składa się z cząsteczek, a cząsteczki z atomów. Informacje o atomach i cząsteczkach są łączone w naukę atomowo-molekularną. Wiesz, że główne postanowienia tej nauki zostały opracowane przez wielkiego rosyjskiego naukowca M.V. Łomonosowa. Od tego czasu minęło ponad dwieście lat, a badania atomów i cząsteczek uległy dalszemu rozwojowi. Na przykład obecnie wiadomo, że nie wszystkie substancje składają się z cząsteczek. Większość ciał stałych, które spotykamy w chemii nieorganicznej, ma strukturę niemolekularną.
Jednakże względne masy cząsteczkowe oblicza się zarówno dla substancji o strukturze molekularnej, jak i niemolekularnej. W tym ostatnim przypadku pojęcia „cząsteczka” i „względna masa cząsteczkowa” są używane warunkowo.
Główne postanowienia doktryny atomowo-molekularnej można sformułować w następujący sposób:
1. Istnieją substancje o strukturze molekularnej i niemolekularnej.
2. Pomiędzy cząsteczkami występują przerwy, których wielkość zależy od stanu skupienia substancji i temperatury. Największe odległości istnieją pomiędzy cząsteczkami gazu. To wyjaśnia ich łatwą ściśliwość. Ciecze, w których przestrzenie między cząsteczkami są znacznie mniejsze, są trudniejsze do skompresowania. W ciałach stałych przestrzenie między cząsteczkami są jeszcze mniejsze, więc prawie się nie ściskają.
3. Cząsteczki są w ciągłym ruchu. Szybkość ruchu cząsteczek zależy od temperatury. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta prędkość ruchu cząsteczek.
4. Pomiędzy cząsteczkami istnieją siły wzajemnego przyciągania i odpychania. Siły te wyrażają się w największym stopniu w ciałach stałych, a najmniej w gazach.
5. Cząsteczki składają się z atomów, które podobnie jak cząsteczki są w ciągłym ruchu.
6. Atomy jednego typu różnią się od atomów innego typu masą i właściwościami.
7. Podczas zjawisk fizycznych cząsteczki zostają zachowane, podczas zjawisk chemicznych z reguły ulegają zniszczeniu.
8. Substancje o strukturze molekularnej w stanie stałym mają cząsteczki w węzłach swoich sieci krystalicznych. Słabe wiązania pomiędzy cząsteczkami znajdującymi się w węzłach sieci krystalicznej ulegają rozerwaniu pod wpływem ogrzewania. Dlatego substancje o strukturze molekularnej z reguły mają niskie temperatury topnienia.
9. Substancje o strukturze niemolekularnej mają atomy lub inne cząstki w węzłach sieci krystalicznej. Pomiędzy tymi cząsteczkami istnieją silne wiązania chemiczne, których rozerwanie wymaga dużej ilości energii.
Ćwiczenia
1. Wybierz slajd przedstawiający jedno z postanowień Nauczania atomowo-molekularnego. Wybierz ilustracje i przykłady z życia, które potwierdzają tę tezę.
Terminy realizacji: 25.01-30.01.162. Oceń następny slajd po Twoim na podstawie następujących kryteriów:
1. Dostępność ilustracji odpowiadającej temu przepisowi. 0-1b
2. Wybrane fakty potwierdzają to stanowisko. 0-1b
3. Materiał przedstawiony jest przystępnym językiem. 0-1b
4. Estetyczny wygląd (dobrej jakości ilustracje, czytelny tekst). 0-1b
Nauka atomowo-molekularna- zbiór przepisów, aksjomatów i praw opisujących wszystkie substancje jako zbiór cząsteczek składających się z atomów.
Starożytni filozofowie greccy Na długo przed początkiem naszej ery w swoich dziełach wysunęli już teorię istnienia atomów. Odrzucając istnienie bogów i sił nieziemskich, próbowali wyjaśnić wszystkie niezrozumiałe i tajemnicze zjawiska naturalne przyczynami naturalnymi - połączeniem i separacją, oddziaływaniem i mieszaniem cząstek niewidocznych dla ludzkiego oka - atomów. Jednak przez wiele stuleci duchowni kościelni prześladowali zwolenników i zwolenników doktryny o atomach i poddawali ich prześladowaniom. Jednak z powodu braku niezbędnych urządzeń technicznych starożytni filozofowie nie mogli skrupulatnie badać zjawisk naturalnych i pod pojęciem „atomu” ukryli współczesne pojęcie „cząsteczki”.
Dopiero w połowie XVIII w wielki rosyjski naukowiec M.V. Łomonosow uzasadnione koncepcje atomowo-molekularne w chemii. Główne postanowienia jego nauczania zostały określone w pracy „Elementy chemii matematycznej” (1741) i wielu innych. Łomonosow nazwał tę teorię teoria korpuskularno-kinetyczna.
M.V. Łomonosow wyraźnie rozróżnia dwa etapy budowy materii: pierwiastki (we współczesnym znaczeniu - atomy) i korpuskuły (cząsteczki). Podstawą jego teorii korpuskularno-kinetycznej (nowoczesne nauczanie atomowo-molekularne) jest zasada nieciągłości struktury (dyskretności) materii: każda substancja składa się z pojedynczych cząstek.
W 1745 M.V. Łomonosow napisał:„Żywioł to część ciała, która nie składa się z żadnych mniejszych i różnych ciał... Korpuskuły to zbiór elementów w jedną małą masę. Są jednorodne, jeśli składają się z tej samej liczby takich samych elementów połączonych w ten sam sposób. Korpuskuły są heterogeniczne, gdy ich elementy są różne i połączone w różny sposób lub w różnej liczbie; od tego zależy nieskończona różnorodność ciał.
Cząsteczka to najmniejsza cząsteczka substancji posiadająca wszystkie jej właściwości chemiczne. Substancje posiadające struktura molekularna, składają się z cząsteczek (większość niemetali, substancji organicznych). Znaczna część substancji nieorganicznych składa się z atomów(atomowa sieć krystaliczna) lub jony (struktura jonowa). Do takich substancji zaliczają się tlenki, siarczki, różne sole, diament, metale, grafit itp. Nośnikiem właściwości chemicznych w tych substancjach jest połączenie cząstek elementarnych (jonów lub atomów), czyli kryształ jest gigantyczną cząsteczką.
Cząsteczki składają się z atomów. Atom- najmniejszy, dalszy chemicznie niepodzielny składnik cząsteczki.
Okazuje się, że teoria molekularna wyjaśnia zjawiska fizyczne zachodzące w przypadku substancji. Badanie atomów pomaga teorii molekularnej w wyjaśnianiu zjawisk chemicznych. Obie te teorie – molekularna i atomowa – łączą się w teorię atomowo-molekularną. Istotę tej doktryny można sformułować w formie kilku ustaw i rozporządzeń:
- substancje składają się z atomów;
- kiedy atomy oddziałują, powstają proste i złożone cząsteczki;
- podczas zjawisk fizycznych cząsteczki zostają zachowane, ich skład się nie zmienia; z chemikaliami - ulegają zniszczeniu, zmienia się ich skład;
- cząsteczki substancji składają się z atomów; w reakcjach chemicznych atomy, w przeciwieństwie do cząsteczek, zostają zachowane;
- atomy jednego pierwiastka są do siebie podobne, ale różnią się od atomów dowolnego innego pierwiastka;
- reakcje chemiczne polegają na tworzeniu nowych substancji z tych samych atomów, które utworzyły pierwotne substancje.
Dzięki teorii atomowo-molekularnej M.V. Łomonosow jest słusznie uważany za twórcę chemii naukowej.
blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.
Podstawowe pojęcia chemii, prawa stechiometrii
Atomizm chemiczny (teoria atomowo-molekularna) jest historycznie pierwszą podstawową koncepcją teoretyczną, która stanowi podstawę współczesnej nauki chemicznej. Tworzenie tej teorii trwało ponad sto lat i jest związane z działalnością tak wybitnych chemików jak M.V. Łomonosow, A.L. Lavoisier, J. Dalton, A. Avogadro, S. Cannizzaro.
Nowoczesną teorię atomowo-molekularną można przedstawić w postaci szeregu postanowień:
1. Substancje chemiczne mają strukturę dyskretną (nieciągłą). Cząsteczki materii znajdują się w ciągłym, chaotycznym ruchu termicznym.
2. Podstawową jednostką strukturalną substancji chemicznej jest atom.
3. Atomy substancji chemicznej łączą się ze sobą, tworząc cząstki molekularne lub agregaty atomowe (struktury supramolekularne).
4. Substancje złożone (lub związki chemiczne) składają się z atomów różnych pierwiastków. Substancje proste składają się z atomów jednego pierwiastka i należy je uważać za homojądrowe związki chemiczne.
Formułując podstawowe zasady teorii atomowo-molekularnej, musieliśmy wprowadzić kilka pojęć, które należy omówić bardziej szczegółowo, ponieważ są one fundamentalne we współczesnej chemii. Są to pojęcia „atom” i „cząsteczka”, a dokładniej cząstki atomowe i molekularne.
Cząstki atomowe obejmują sam atom, jony atomowe, rodniki atomowe i jony rodnikowe.
Atom to najmniejsza elektrycznie obojętna cząstka pierwiastka chemicznego, będąca nośnikiem jego właściwości chemicznych, składająca się z dodatnio naładowanego jądra i powłoki elektronowej.
Jon atomowy to cząstka atomowa, która ma ładunek elektrostatyczny, ale nie ma niesparowanych elektronów, na przykład Cl - to anion chlorkowy, Na + to kation sodu.
Rodnik atomowy- elektrycznie obojętna cząstka atomowa zawierająca niesparowane elektrony. Na przykład atom wodoru jest w rzeczywistości rodnikiem atomowym - H × .
Cząstkę atomową, która ma ładunek elektrostatyczny i niesparowane elektrony, nazywa się jon rodnikowy atomowy. Przykładem takiej cząstki jest kation Mn 2+, który zawiera pięć niesparowanych elektronów na podpoziomie d (3d 5).
Jedną z najważniejszych cech fizycznych atomu jest jego masa. Ponieważ wartość bezwzględna masy atomu jest znikoma (masa atomu wodoru wynosi 1,67 × 10 -27 kg), w chemii stosuje się względną skalę mas, w której 1/12 masy atomu węgla izotopu- Jako jednostkę wybrano 12. Względna masa atomowa to stosunek masy atomu do 1/12 masy atomu węgla izotopu 12C.
Należy zauważyć, że w układzie okresowym D.I. Mendelejew przedstawia średnie izotopowe masy atomowe pierwiastków, które są najczęściej reprezentowane przez kilka izotopów, które składają się na masę atomową pierwiastka proporcjonalnie do ich zawartości w przyrodzie. Zatem pierwiastek chlor jest reprezentowany przez dwa izotopy - 35 Cl (75 mol.%) i 37 Cl (25 mol.%). Średnia masa izotopowa pierwiastka chloru wynosi 35,453 amu. (jednostki masy atomowej) (35×0,75 + 37×0,25).
Podobnie jak cząstki atomowe, cząstki molekularne obejmują same cząsteczki, jony molekularne, rodniki molekularne i jony rodnikowe.
Cząstka molekularna to najmniejszy stabilny zbiór wzajemnie połączonych cząstek atomowych, który jest nośnikiem właściwości chemicznych substancji. Cząsteczka jest pozbawiona ładunku elektrostatycznego i nie ma niesparowanych elektronów.
jon molekularny to cząsteczka molekularna, która ma ładunek elektrostatyczny, ale nie ma niesparowanych elektronów, na przykład NO 3 - jest anionem azotanowym, NH 4 + jest kationem amonowym.
rodnik molekularny jest elektrycznie obojętną cząsteczką zawierającą niesparowane elektrony. Większość rodników to cząstki reakcyjne o krótkim czasie życia (rzędu 10 -3 -10 -5 s), choć obecnie znane są rodniki dość stabilne. A więc rodnik metylowy × CH3 jest typową cząstką o niskiej stabilności. Jeśli jednak znajdujące się w nim atomy wodoru zostaną zastąpione rodnikami fenylowymi, wówczas powstanie stabilny rodnik molekularny trifenylometyl
Cząsteczki z nieparzystą liczbą elektronów, takie jak NO lub NO2, można również uznać za wysoce stabilne wolne rodniki.
Cząsteczka molekularna posiadająca ładunek elektrostatyczny i niesparowane elektrony nazywa się jon rodnikowy molekularny. Przykładem takiej cząstki jest kation rodnika tlenowego – ×O 2 + .
Ważną cechą cząsteczki jest jej względna masa cząsteczkowa. Względna masa cząsteczkowa (M r) to stosunek średniej masy izotopowej cząsteczki, obliczonej z uwzględnieniem naturalnej zawartości izotopów, do 1/12 masy atomu węgla izotopu 12 C.
W ten sposób odkryliśmy, że najmniejszą jednostką strukturalną dowolnej substancji chemicznej jest atom, a raczej cząstka atomowa. Z kolei w dowolnej substancji, z wyjątkiem gazów obojętnych, atomy są połączone ze sobą wiązaniami chemicznymi. W takim przypadku możliwe jest tworzenie dwóch rodzajów substancji:
· związki molekularne, w których można wyodrębnić najmniejsze nośniki właściwości chemicznych, posiadające stabilną strukturę;
· związki o strukturze supramolekularnej, będące agregatami atomowymi, w których cząstki atomowe są połączone wiązaniami kowalencyjnymi, jonowymi lub metalicznymi.
Odpowiednio, substancjami o strukturze supramolekularnej są kryształy atomowe, jonowe lub metaliczne. Z kolei substancje molekularne tworzą kryształy molekularne lub molekularno-jonowe. Substancje, które w normalnych warunkach znajdują się w gazowym lub ciekłym stanie skupienia, również mają strukturę molekularną.
Tak naprawdę, pracując z konkretną substancją chemiczną, nie mamy do czynienia z pojedynczymi atomami czy cząsteczkami, ale ze zbiorem bardzo dużej liczby cząstek, których poziomy organizacji można przedstawić na poniższym schemacie:
Do ilościowego opisu dużych układów cząstek, będących makrociałami, wprowadzono specjalne pojęcie „ilości materii”, jako ściśle określonej liczby jej elementów strukturalnych. Jednostką ilości substancji jest mol. Mol to ilość substancji(N) , zawierający tyle jednostek strukturalnych lub wzorów, ile jest atomów zawartych w 12 g izotopu węgla 12 C. Obecnie liczba ta jest mierzona dość dokładnie i wynosi 6,022 × 10 23 (liczba Avogadra, N A). Atomy, cząsteczki, jony, wiązania chemiczne i inne obiekty mikroświata mogą pełnić rolę jednostek strukturalnych. Pojęcie „jednostki wzoru” stosowane jest w przypadku substancji o strukturze supramolekularnej i definiuje się je jako najprostszą zależność pomiędzy jej elementami składowymi (wzór brutto). W tym przypadku jednostka formuły przyjmuje rolę cząsteczki. Na przykład 1 mol chlorku wapnia zawiera 6,022 × 10 23 jednostek wzoru - CaCl 2.
Jedną z ważnych cech substancji jest jej masa molowa (M, kg/mol, g/mol). Masa molowa to masa jednego mola substancji. Względna masa cząsteczkowa i masa molowa substancji są liczbowo takie same, ale mają różne wymiary, na przykład dla wody M r = 18 (względne masy atomowe i cząsteczkowe są wartościami bezwymiarowymi), M = 18 g/mol. Ilość substancji i masa molowa są powiązane prostą zależnością:
Podstawowe prawa stechiometryczne, które zostały sformułowane na przełomie XVII i XVIII wieku, odegrały główną rolę w powstaniu atomizmu chemicznego.
1. Prawo zachowania masy (M.V. Łomonosow, 1748).
Suma mas produktów reakcji jest równa sumie mas substancji, które oddziaływały. W formie matematycznej prawo to wyraża się następującym równaniem:
Dodatkiem do tego prawa jest prawo zachowania masy pierwiastka (A. Lavoisier, 1789). Zgodnie z tym prawem Podczas reakcji chemicznej masa każdego pierwiastka pozostaje stała.
Prawa M.V. Łomonosowa i A. Lavoisier znalazły proste wyjaśnienie w ramach teorii atomowej. Rzeczywiście, podczas każdej reakcji atomy pierwiastków chemicznych pozostają niezmienione i w stałych ilościach, co pociąga za sobą zarówno stałość masy każdego pierwiastka indywidualnie, jak i układ substancji jako całości.
Rozważane prawa mają decydujące znaczenie dla chemii, gdyż pozwalają modelować reakcje chemiczne za pomocą równań i na ich podstawie dokonywać obliczeń ilościowych. Należy jednak zaznaczyć, że prawo zachowania masy nie jest w pełni dokładne. Jak wynika z teorii względności (A. Einstein, 1905), każdemu procesowi zachodzącemu wraz z wyzwoleniem energii towarzyszy spadek masy układu zgodnie z równaniem:
gdzie DE to uwolniona energia, Dm to zmiana masy układu, c to prędkość światła w próżni (3,0×10 8 m/s). W efekcie równanie prawa zachowania masy należy zapisać w postaci:
Zatem reakcjom egzotermicznym towarzyszy spadek masy, a reakcjom endotermicznym towarzyszy wzrost masy. W tym przypadku prawo zachowania masy można sformułować w następujący sposób: w układzie izolowanym suma mas i zredukowanych energii jest wielkością stałą. Jednakże w przypadku reakcji chemicznych, których skutki termiczne mierzone są w setkach kJ/mol, defekt masy wynosi 10 -8 -10 -9 g i nie można go wykryć eksperymentalnie.
2. Prawo stałości składu (J. Proust, 1799-1804).
Pojedyncza substancja chemiczna o budowie molekularnej ma stały skład jakościowy i ilościowy, niezależny od sposobu jej przygotowania.. Związki podlegające prawu stałego składu nazywane są daltonista. Daltonidy to wszystkie znane obecnie związki organiczne (około 30 milionów) i część (około 100 tysięcy) substancji nieorganicznych. Substancje o strukturze niemolekularnej ( Bertolidy), nie przestrzegają tego prawa i mogą mieć zmienny skład, w zależności od sposobu uzyskania próbki. Należą do nich większość (ok. 500 tys.) substancji nieorganicznych. Są to głównie związki binarne pierwiastków d (tlenki, siarczki, azotki, węgliki itp.). Przykładem związku o zmiennym składzie jest tlenek tytanu(III), którego skład waha się od TiO 1,46 do TiO 1,56. Przyczyną zmiennego składu i irracjonalności formuł Bertolidu są zmiany w składzie niektórych elementarnych komórek kryształu (wady w strukturze kryształu), które nie pociągają za sobą gwałtownej zmiany właściwości substancji. W przypadku daltonidów takie zjawisko jest niemożliwe, ponieważ zmiana składu cząsteczki prowadzi do powstania nowego związku chemicznego.
3. Prawo ekwiwalentów (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).
Masy reagujących substancji są wprost proporcjonalne do ich mas równoważnych.
gdzie E A i E B są równoważnymi masami reagujących substancji.
Masa równoważna substancji to masa molowa jej odpowiednika.
Równoważnik to cząstka rzeczywista lub warunkowa, która oddaje lub zyskuje jeden kation wodoru w reakcjach kwasowo-zasadowych, jeden elektron w reakcjach redoks lub oddziałuje z jednym równoważnikiem dowolnej innej substancji w reakcjach wymiany. Na przykład, gdy metaliczny cynk reaguje z kwasem, jeden atom cynku wypiera dwa atomy wodoru, oddając dwa elektrony:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2
Zn 0 - 2e - = Zn 2+
Zatem odpowiednikiem cynku jest 1/2 jego atomu, tj. 1/2 Zn (cząstka warunkowa).
Liczba wskazująca, która część cząsteczki lub jednostki wzoru substancji jest jej odpowiednikiem, nazywana jest współczynnikiem równoważności - f e. Masę równoważną lub masę molową równoważnika definiuje się jako iloczyn współczynnika równoważności i masy molowej:
Na przykład w reakcji zobojętniania kwas siarkowy oddaje dwa kationy wodoru:
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O
Odpowiednio, równoważnik kwasu siarkowego wynosi 1/2 H 2 SO 4, współczynnik równoważności wynosi 1/2, a masa równoważna wynosi (1/2) × 98 = 49 g/mol. Wodorotlenek potasu wiąże jeden kation wodoru, więc jego odpowiednikiem jest jednostka wzoru, współczynnik równoważności jest równy jeden, a masa równoważna jest równa masie molowej, tj. 56 g/mol.
Z rozważanych przykładów jasno wynika, że przy obliczaniu masy równoważnej konieczne jest określenie współczynnika równoważności. Jest na to kilka zasad:
1. Współczynnik równoważności kwasu lub zasady jest równy 1/n, gdzie n jest liczbą kationów wodorowych lub anionów wodorotlenkowych biorących udział w reakcji.
2. Współczynnik równoważności soli jest równy ilorazowi jedności podzielonej przez iloczyn wartościowości (v) kationu metalu lub reszty kwasowej i ich liczby (n) w soli (wskaźnik stechiometryczny we wzorze):
Na przykład dla Al 2 (SO 4) 3 - f e = 1/6
3. Współczynnik równoważności środka utleniającego (redukującego) jest równy ilorazowi jedności podzielonemu przez liczbę przyłączonych (oddanych) przez niego elektronów.
Należy zwrócić uwagę na fakt, że ten sam związek może mieć inny współczynnik równoważności w różnych reakcjach. Na przykład w reakcjach kwasowo-zasadowych:
H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + H 2 O fa mi (H 3 PO 4) = 1
H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O fa e (H 3 PO 4) = 1/2
H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O fa e (H 3 PO 4) = 1/3
lub w reakcjach redoks:
KMn 7+ O 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 ® Mn 2+ SO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
MnO 4 - + 8H + + 5e - ® Mn 2+ + 4H 2 O f e (KMnO 4) = 1/5
Nauki atomowo-molekularne zostały opracowane i po raz pierwszy zastosowane w chemii przez wielkiego rosyjskiego naukowca M.V. Łomonosowa. Główne postanowienia tej doktryny przedstawiono w pracy „Elementy chemii matematycznej” (1741) i wielu innych. Istotę nauk Łomonosowa można sprowadzić do następujących postanowień.
1. Wszystkie substancje składają się z „cząsteczek” (jak Łomonosow nazywał cząsteczki).
2. Cząsteczki składają się z „elementów” (jak Łomonosow nazwał atomy).
3. Cząsteczki - cząsteczki i atomy - są w ciągłym ruchu. Stan termiczny ciał jest wynikiem ruchu ich cząstek.
4. Cząsteczki prostych substancji składają się z identycznych atomów, cząsteczki substancji złożonych - z różnych atomów.
67 lat po Łomonosowie angielski naukowiec John Dalton zastosował nauczanie atomistyczne w chemii. Podstawowe zasady atomizmu przedstawił w książce „A New System of Chemical Philosophy” (1808). W swojej istocie nauczanie Daltona powtarza nauczanie Łomonosowa. Dalton zaprzeczył jednak istnieniu cząsteczek w substancjach prostych, co stanowi krok wstecz w porównaniu z nauką Łomonosowa. Według Daltona proste substancje składają się wyłącznie z atomów, a jedynie złożone substancje składają się z „złożonych atomów” (we współczesnym znaczeniu – cząsteczek). Teoria atomowo-molekularna w chemii została ostatecznie ustalona dopiero w połowie XIX wieku. Na Międzynarodowym Kongresie Chemików w Karlsruhe w 1860 roku przyjęto definicje pojęć cząsteczki i atomu.
Cząsteczka to najmniejsza cząsteczka danej substancji, która ma jej właściwości chemiczne. Właściwości chemiczne cząsteczki zależą od jej składu i struktury chemicznej.
Atom to najmniejsza cząsteczka pierwiastka chemicznego wchodząca w skład cząsteczek substancji prostych i złożonych. Właściwości chemiczne pierwiastka są określone przez strukturę jego atomu. Prowadzi to do definicji atomu odpowiadającej współczesnym pojęciom:
Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra atomowego i ujemnie naładowanych elektronów.
Według współczesnych koncepcji substancje w stanie gazowym i parowym składają się z cząsteczek. W stanie stałym z cząsteczek składają się tylko substancje, których sieć krystaliczna ma strukturę molekularną. Większość stałych substancji nieorganicznych nie ma struktury molekularnej: ich sieć nie składa się z cząsteczek, ale z innych cząstek (jonów, atomów); istnieją w postaci makrociał (kryształ chlorku sodu, kawałek miedzi itp.). Sole, tlenki metali, diament, krzem i metale nie mają struktury molekularnej.
Pierwiastki chemiczne
Nauki atomowo-molekularne umożliwiły wyjaśnienie podstawowych pojęć i praw chemii. Z punktu widzenia teorii atomowo-molekularnej pierwiastkiem chemicznym jest każdy indywidualny typ atomu. Najważniejszą cechą atomu jest dodatni ładunek jego jądra, który jest liczbowo równy liczbie atomowej pierwiastka. Wartość ładunku jądrowego służy jako cecha charakterystyczna dla różnych typów atomów, co pozwala nam podać pełniejszą definicję pojęcia pierwiastka:
Pierwiastek chemiczny- To pewien rodzaj atomu o tym samym dodatnim ładunku w jądrze.
Znanych jest 107 pierwiastków. Obecnie trwają prace nad sztuczną produkcją pierwiastków chemicznych o większej liczbie atomowej.
Wszystkie pierwiastki są zwykle podzielone na metale i niemetale. Podział ten jest jednak warunkowy. Ważną cechą pierwiastków jest ich liczebność w skorupie ziemskiej, tj. w górnej stałej skorupie Ziemi, której grubość szacuje się na około 16 km. Rozmieszczenie pierwiastków w skorupie ziemskiej bada geochemia - nauka o chemii Ziemi. Geochemik A.P. Winogradow sporządził tabelę średniego składu chemicznego skorupy ziemskiej. Według tych danych najpowszechniejszym pierwiastkiem jest tlen - 47,2% masy skorupy ziemskiej, następnie krzem - 27,6, glin - 8,80, żelazo -5,10, wapń - 3,6, sód - 2,64, potas - 2,6, magnez - 2,10, wodór - 0,15%.