Основні поняття і закони хімії

РЕФЕРАТ

на тему:

Основні поняття і закони хімії.

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ І ЗАКОНИ ХІМІЇ.

Одним із найважливіших понять у хімії є поняття про хімічний елемент.

Хімічним елементом називається тип атомів, які мають однаковий заряд ядра, що дорівнює протонному числу (порядковому номеру) еле­мента «.

Нині відомо вже 112 хімічних елементів, їх класифікують по-різному, залежно від ознаки, яка береться в основу кла­сифікації (схема 2).

Кожен із елементів має свій символ — знак хімічного еле­мента. Наявність хімічної азбуки дає змогу відображувати склад речовин за допомогою хімічних формул.

Зрозуміло, що, крім хімічного елемента, речовина також є одним із основних об'єктів хімії. І це справедливо, адже з речо­вин складаються всі тіла, що нас оточують. Наприклад, крап­лини дощу, іній на гілках, туман над річкою — усе це тіла, що складаються з однієї й тієї самої речовини — води.

Кожній речовині притаманні специфічні властивості - об'єктивні характеристики, які визначають індивідуальність конкретної речовини і тим самим дають змогу відрізнити її від усіх інших речовин.

Властивості речовин визначаються їх складом і будовою, тобто характером зв’язків, що виникають між атомами, та їхнім просторовим розміщенням.

Властивості речовин суттєво змінюються залежно від на­явних домішок. Ось чому для чистих речовин уведено поняття «хімічний індивід», що означає, який складається тільки з ато­мів (молекул, іонів) певного виду. Добування абсолютно чис­тих речовин, мабуть, практично неможливе, хоча нині вико­ристовують методи, які знижують вміст домішок до кількох атомів на 109 -1010 атомів основного елемента.

Складні речовини також класифікують за певними озна­ками. Згадаємо, наприклад, на які класи поділяються неорга­нічні речовини.

Під час впливу на речовини зовнішніх умов у них відбу­ваються різні процеси. Залежно від зміни речовини, аж до утворення нової речовини, ці процеси можна розподілити на кілька видів.

Фізичні процеси (нагрівання, випаровування, плавлення, охолодження, конденсація тощо), змінюючи фізичні власти­вості речовини, не змінюють будови атомів або молекул, з яких складається дана речовина, і не призводять до змінення хімічних властивостей, до утворення нової речовини.

Хімічні процеси змінюють будову атомів і молекул, з яких складаються речовини, що реагують, і в результаті утворю­ються нові речовини з новими хімічними і фізичними влас­тивостями. Хімічні процеси і є хімічними реакціями, їх можна зображувати за допомогою хімічних рівнянь.

Фізико-хімічні процеси (наприклад, розчинення) є про­міжними між фізичними і хімічними процесами. Вони, як пра­вило, не викликають радикальних змін хімічних властивостей Речовин, що беруть у них участь.

М. В. Ломоносову XVIII ст. розвинув атомно-молекулярні уявлення у струнку природничо-наукову систему і вперше ввів їх у хімію. Власне, сучасна хімія почалася тоді, коли були зрозумілі і прийняті більшістю вчених основні положення про внутрішню будову речовини, уявлення про атоми як носіїв властивостей елементів і про молекули як носіїв хімічних влас­тивостей різних речовин.

Такі уявлення об'єднуються в атомно-молекулярне вчення і допомагають установити ті закони, які заведено називати основними законами хімії.

Закон збереження маси. Виключне значення для розвитку хімії мало встановлення закону збереження маси, який є на­слідком загального закону збереження матерії та руху, сформульованого М. В. Ломоносовим у 1748 р. як загальний при­родничий закон: «Усі зміни, що відбуваються в натурі, такого суть стану, що, скільки чого в одного тіла відніметься, стільки приєднається до іншого: так якщо де убуде скількісь матерії, то помножиться в іншому місці… Сей загальний закон про­стягається в самі правила рухубо тіло, яке рухає своєю силою інше, стільки ж ония у себе втрачає, скільки передає іншому, яке від нього рух здобуває».

У 1756 р. М. В. Ломоносов експериментальне довів це положення, висловлене у вигляді філософської концепції, здій­снюючи досліди з випалювання металів у запаяній реторті.

Незалежно від Ломоносова, закон збереження маси було відкрито і введено в хімію французьким ученим Антуаном Лавуазьє у 1789 р., котрий зробив ще один важливий висновок: під час хімічних реакцій зберігається не тільки загальна маса речовин, а й маса кожного елемента, що входить до складу реагуючих речовин. Отже, під час хімічних реакцій елементи не перетворюються один на одний, а зберігаються.

Сучасне формулювання закону збереження маси таке:

Маса речовин, які вступають у хімічку реакцію, і дорівнює масі речовин, які утворюються внаслідок реакції.

Це можна пояснити тим, що у процесі хімічної реакції від­бувається тільки перегрупування атомів, але кількість атомів і маса кожного з них залишаються сталими. Якщо ж кількість атомів кожного елемента, отже їхня загальна маса, не змі­нюється, то й маса реагентів повинна дорівнювати масі про­дуктів.

Закон збереження маси відіграв значну роль у становленні атомно-молекулярного вчення і подальшому розвитку хімії як науки.

На підставі закону збереження маси складаються рівняння хімічних реакцій і здійснюються практично важливі розра­хунки.

Закон сталості складу. Наступним кроком у розвитку хімії стало встановлення положення про сталість складу речовин, виведеного французьким ученим Ж. Прустом:

Кожна хімічно чиста речовина має сталий склад, і незалежно від умов і способів її добування.

Наприклад, воду можна добути будь-яким способом:

2Н2 + О2 = 2Н2О.

2Fе (ОН)3 = Fе2O3 + 3Н2О Н2SО4 + 2NaОН = Na2SO4 + 2Н2O.

Н2SіО3 = SіО2 + Н2О Співвідношення атомів Гідрогену та Оксигену в молекулі води завжди 2: 1, а масове співвідношення 2:16 або 1: 8 (зва­жаючи на те, що Ar (H) = 1, а Аr (О) = 16). Масові частки Гід­рогену й Оксигену в хімічно чистому зразку води відповідно становлять 11,12 і 88,88%.

Отже, якщо речовина являє собою індивідуальну хімічну сполуку (без домішок), то її склад сталий і не залежить від способу добування. Відхилення від зазначеного складу свід­чать про наявність домішок. Проте зворотне твердження — кожному певному складу відповідає тільки одна хімічна спо­лука — неправильне.

Наприклад, диметиловий етер СН3-О-СН3 і етиловий спирт С2Н5ОН мають однаковий хімічний склад С2Н6О, але є різними хімічними сполуками, що відрізняються одна від одної структурою молекул, тобто порядком з'єднання в них атомів.

Речовини з однаковим хімічним складом і різною будовою називаються ізомерами.

Отже, кількісний склад сам по собі не визначає специфіки речовини.

Правильність висловленого Ж. Прустом положення про сталість складу речовин заперечував відомий на той час авто­ритет, французький хімік К. Бертолле, який вважав, що склад речовини може змінюватися у певних межах.

Питання про сталість складу речовин стало предметом се­мирічної полеміки між Ж. Прустом і К. Бертолле. Унаслідок ретельної експериментальної перевірки погляди Ж. Пруста на той час взяли гору. Висловлене ним положення у 1808 р. було визнане як закон сталості складу.

Насправді ж справедливі погляди обох учених. Це довів російський хімік академік М. С. Курнаков, який на початку XX ст. сформулював уявлення про речовини сталого складу — Дальтоніди і змінного складу — бертоліди.

Отже, закон сталості складу не є справедливим для всіх речовин. Свого часу він відіграв важливу роль, сприяв укріп­ленню атомно-молекулярного вчення в хімії, оскільки дав змо­гу розглядати хімічну сполуку як речовину, що складається з певних молекул і тому має сталий склад. У той час (до початку ХХ ст.) вважали, що всі речовини складаються з молекул.

Нині висловлене Ж. Прустом положення законом не вважа­ють. Зараз відомо, що багато речовин мають немолекулярну будову, їхній склад змінюється у певних межах залежно від умов добування. Крім того, навіть деякі речовини молекуляр­ної будови, наприклад полімери, не мають сталого складу.

Закон об'ємних відношень. Відомо, що маса речовин під час хімічних реакцій зберігається незмінною. На відміну від маси об'єм реагентів може суттєво змінюватись. Це відбу­вається тоді, коли в реакції беруть участь газоподібні речовини або утворюються газоподібні продукти реакції.

Вимірюючи об'єми газів, що вступають у реакцію та утво­рюються внаслідок неї, французький учений Ж. Гей-Люссак у 1808 р. сформулював закон об'ємних відношень, відомий як «хімічний» закон Гей-Люссака:

Об'єми газів, що вступають у реакцію, відно­сяться один до одного і до об'ємів добутих га­зоподібних продуктів як невеликі цілі числа.

При цьому вважається, що всі об'єми газів зведено до одна­кових температури і тиску. Наприклад, під час синтезу хлоро­водню з водню і хлору Н2(г) + Сl2(г) = 2НСl (г) співвідношення об'ємів газів таке:

V (Н2): V (С12): V (НС1) =1:1:2,.

тобто 1 л водню сполучається з 1 л хлору, утворюючи 2 л хлороводню. Отже, у рівняннях хімічних реакцій коефіцієнти перед 11 формулами газоподібних речовин відповідають їхнім об'ємам.

Закон Авогадро. Виявлену Ж. Гей-Люссаком закономір­ність пояснює закон, відкритий у 1811 р. італійським ученим Амедео Авогадро.

В однакових об'ємах різних газів за одна­кових умов (температури та тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший наслідок:

Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм.

За нормальних умов (н. у.) (тиск в 1 атм (101 325 Па) і температура 273,15 К або 0 °С) об'єм 1 моль будь-якого газу дорівнює 22,4 л. Стала Ут — 22,4 л/моль називається молярним об'ємом газу за нормальних умов.

За будь-яких умов

Молярний об'єм газу — це величина, що дорів­нює відношенню об'єму газу за даних умов до кількості речовини цього газу.

$$V_m=\frac{V}{n}$$.

де Vm — молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль) — Vоб'єм газу за даних (будь-яких) умов, м3 (л) — n — кількість речовини газу, моль.

За стандартних умов (тиск 1 атм (101 325 Па) і температури 298,15 К або 25 °С) молярний об'єм газу дорівнює не 22,4, а 24,4 л/моль.

Молярний об'єм газу Vm можна обчислити також, знаючи молярну масу газу М та його густину.

Молярний об'єм газу — це величина, що до­рівнює відношенню молярної маси газу до його густини.

$$V_m=\frac{M}{}$$.

де Vm — молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль) — Ммолярна маса газу, кг/моль (г/моль) — р — густина газу, кг/м (г/л).

Другий наслідок: маса одного і того самого об'єму газу тим більша, чим більша маса його молекул. Якщо в одна­кових об'ємах газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул, то, очевидно, що відношення мас однакових об'ємів газів за од­накових умов дорівнює відношенню їхніх моляр­них мас.

$$\frac{m_1}{m_2}=\frac{{М}_1}{{М}_2}$$.

де m1 — маса певного об'єму першого газуm2 — маса такого самого об'єму другого газуМ1 і М2 — молярні маси відпо­відно першого і другого газів.

Відношення маси певного об'єму одного газу до маси такого самого об'єму іншого газу (взя­того за тих самих умов) називається відносною густиною першого газу за другим.

$$\frac{m_1}{m_2}=D,\begin{array}{cc}& \end{array}\text{або}\begin{array}{cc}& \end{array}D=\frac{{М}_1}{{М}_2}$$.

Отже, можна твердити, що густини різних газів, узятих за однакових умов, пропорційні їхнім молярним масам.

$$\frac{p_1}{p_2}=\frac{{М}_1}{{М}_2}$$.

Крім відомої вам так званої короткої форми зображення періодичної системи, використовується ще й «довга» форма, також запропонована самим Менделєєвим. Взагалі існує бага­то варіантів зображення періодичної системи і не тільки у вигляді таблиці. Але з табличних варіантів у наш час найбільш поширеними є коротка і довга форми. Вони взаємно допов­нюють одна одну і в цілому ідентичні. Проте останнім часом довга форма набуває більшої популярності, оскільки яскра­віше узгоджується з будовою атомів хімічних елементів.

У довгій формі (див. вклейку) великі періоди, так само як і малі, займають лише одну горизонталь, на два ряди не по­діляються. Ліворуч розміщуються s-елементи, в атомах яких заповнюються s-орбіталіправоручp-елементи, в атомах яких заповнюються p-орбіталі. У sі p-елементів заповнюється зовнішній електронний шар. У середній частині великих періо­дів розміщуються так звані перехідні елементи, в атомах яких заповнюються d-орбіталі передзовнішнього шару. Родини лан­таноїдів та актиноїдів — це f-елементи. В їхніх атомах запов­нюється третій ззовні шар. Ці родини, як правило, виносять за межі таблиці, як у короткій, так і у довгій формі. Відмінність у послідовності заповнення електронних шарів (зовнішніх і роз­міщених глибше) пояснює причину різної довжини періодів.

Довга форма періодичної системи включає 16 груп-8 головних і 8 побічних (підгруп немає), що позначаються літе­рами, А і Б. Розташування у групах 5- і p-елементів визна­чається загальною кількістю електронів зовнішнього шару, а d-елементів — загальною кількістю s-електронів зовнішнього і d-електронів передзовнішнього шарів. Періодична повто­рюваність будови зовнішніх електронних оболонок атомів є причиною періодичної зміни властивостей хімічних елементів. У цьому полягає фізична суть періодичного закону, яка не залежить від форми подання періодичної системи елементів.

Відкриття наприкінці XIX ст. електрона, радіоактивності, складності будови атома, елементарних частинок призвело до того, що багато які положення класичного атомно-молекуляр­ного вчення довелося переглянути. Так, ще сам Д. І. Менделєєв говорив про атом тільки як про хімічно неподільну частинку.

ДМИТРО ІВАНОВИЧ МЕНДЕЛЄЄВ

(1834−1907).

Дослідження властивостей твердих тіл показало, що у пере­важній більшості випадків молекулярна теорія до них непри­датна. Кристали солей складаються не з молекул, а з йонів, існування яких аж ніяк не випливає з основ атомно-молеку­лярної теорії.

І все ж таки основні уявлення атомно-молекулярної теорії міцно увійшли в хімічну науку. Всі відкриття фізики і хімії XX ст. спричинили лише звуження меж застосованості цієї теорії, але не похитнули її основ. Навіть сучасна квантова хі­мія, у межах якої немає ніякої необхідності розглядати мо­лекули як частинки, що складаються з атомів, зберігає ці уявлення.

Основи атомно-молекулярного вчення широко використо­вуються не лише в сучасній хімії, а й у фізиці, біології, геології, астрономії та інших природничих науках.