Реферати статті публікації

Пошук по сайту

Головна » Реферати та статті » Історія науки і техніки » Історія науки

Химическая атомистика

Вряд ли мы ошибемся, если посчитаем, что атомистические представления
существовали во все времена, то есть с самого начала естествознания.
Вспомним, к примеру, воззрения Демокрита и Эпикура. Однако до
середины XIX века модели строения вещества относились больше к фантазии, чем
к науке. Для того, чтобы человечество смогло проникнуть в микромир,
должен был появиться соответствующий теоретический и экспериментальный
научный инструментарий. Современные понятия об атоме и молекуле
создала химия. Отцом химической атомистики считается Джон Дальтон
(17'66 — 1844), имя которого широко известно по описанной им цветовой
слепоте, называемой дальтонизмом. Первым шагом к установлению
атомистической гипотезы в химии был закон кратных отношений, открытый
Дальтоном. Уже Лавуазье и Кавендиш предполагали, что для определенных
химических соединений весовые отношения химических элементов,
входящих в это соединение, является неизменной величиной. Дальтону,
пытавшемуся распространить закон постоянства весовых отношений на
газообразные соединения, пришла в голову счастливая мысль вычислить весовые
отношения при соединении элементов с кислородом. Оказалось, что
весовые количества кислорода, соединяющегося с определенным количеством
другого элемента, находятся между собой в простых целочисленных
отношениях. Дальтон сформулировал закон, получивший название «закон
кратных отношений». По этому закону, вообще, весовые количества одного и
того же элемента, вступающие в реакцию с неизменным количеством
другого элемента, находятся между собой в простых кратных отношениях.
Основываясь на этом законе, Дальтон разработал теорию атомного строения
220
5. Химия
вещества, по которой химические свойства
вещества определяются его строением, атомы разных
химических веществ объединяются в молекулы в
процессе химических реакций, при этом все
молекулы чистых веществ построены одинаково и
определяют химические свойства вещества.
Закон кратных отношений прямо вытекал из
теории атомного строения. Действительно, если
между двумя элементами существует несколько
соединений, то можно допустить, что каждый
атом первого элемента соединяется с одним,
двумя или тремя атомами второго элемента. Так как
все атомы одного элемента имеют одинаковый
вес, то соотношение весов элементов в соединениях будет кратным.
Важным для дальнейшего развития химии было введение Дальтоном в
научный обиход химических символов. Химический язык того времени был
достаточно сложным. Вот как выглядело, например, описание химической
реакции, данное уже упоминавшимся нами Глаубером:
«Когда нагревается Mercurius sublimatus, смешанный с Autimonio, то spiritus,
находящийся вместе с Merkurio sublimato, охотнее набрасывается на Autimonium и дает
упасть Mercurium, и таким образом получается жирное Oleum. Но Sulphur Autimonii
соединяется с Mercurio vivo и дает киноварь, остающуюся в горлышке реторты».
На современном химическом языке этот процесс выражается так:
3 Hg С12 + Sb2 S3 = 2 SbCl3 + 3 Hg S
Дальтон впервые использовал для обозначения химических элементов и
соединений знаки. Так, например, он обозначил водород через ©, кислород
через О, серу через ©. Запись <& обозначала, что частица серного ангидрида
состоит из одного атома серы и трех атомов кислорода. Эта система записи
была переработана Иоганном Яковом Берцелиусом, который использовал
для обозначения элементов начальные буквы их химических названий,
добавляя при необходимости и вторую букву. Эта система записи сохранилась
по сей день.
Методы определения атомных и молекулярных весов сформировались после
установления Гей-Люссаком (1778—1850) закона объемных отношений и
закона Авогадро. По закону объемных отношений объемы реагирующих газов
относятся как небольшие целые числа, то есть как 1:1, 1:2, 1:3... Амадео Авагадро
(1776 — 1856) сформулировал закон, по которому в одинаковых объемах всех
газов при одинаковом давлении и одинаковой температуре содержится
одинаковое число молекул. Принцип определения относительных весов молекул
достаточно прост. Если в равных объемах газов содержится одинаковое число
молекул, то вес молекулы пропорционален удельному весу вещества в
газообразном состоянии при определенном давлении и температуре. Очевидно, что и
221
Раздел II. Основные направления классической науки
Гей-Люссак
отношение весов равных объемов этих газов не
отличается от отношения весов молекул. Можно
определить и относительные веса атомов, поскольку
состав молекулы известен из весовых отношений
между простыми веществами, из которых
образовано данное химическое соединение. Приняв за
единицу, например вес атома водорода (как самого
легкого), можно выразить в этих единицах
относительные веса всех элементов. Однако единицей стали
считать 1/16 веса атома кислорода (так называемая
«кислородная единица»), так как кислород
химически активен, и с ним соединяются почти все
элементы, а 1/16 его относительного веса практически
совпадает с относительным весом атома водорода. В
1962 году Международная комиссия по атомным
весам приняла новую единицу для выражения
атомных весов, равную 1/12 веса атома изотопа
углерода с массой 12,00 (так называемая «углеродная
единица»). Причина перехода к «углеродной единице»
заключается в том, что углерод входит в огромное
число различных химических соединений,
существующих на Земле.
Количество вещества было бы естественно
измерить числом молекул или атомов,
содержащихся в теле. Но практически это неудобно из-за очень
большого числа атомов и молекул. В настоящее
время в Международной системе единицу
количества вещества выражают в молях. Молем называют количество вещества в
граммах, численно равное его молекулярному весу. В одном моле углерода,
таким образом, содержится 12 г вещества. Один моль любого вещества
содержит столько же молекул или атомов, сколько содержится в 0,012 кг углерода,
то есть по закону Авогадро — одинаковое число. Это число называют числом
Авогадро. Определение числа Авогадро, называемого также постоянной
Авогадро, явилось одной из теоретических проблем химии и физики второй
половины XIX века. В 1866 г. ИозефЛошмидт (1821 — 1895) впервые вычислил
постоянную Авогадро, исходя из кинетической теории газов, найдя
соотношение между постоянной Авогадро и давлением, приводимым определенной
массой газа при данной температуре. Позднее число Авогадро определяли
разными способами: по данным атомной физики, исходя из закона Планка,
исходя из данных по дифракции рентгеновских лучей. В настоящее время
число Авогадро принято равным NA = 6,022045-1023 моль-1.
После изобретения источника электрического тока — вольтова столба
появился мощный инструмент для получения химически чистых элементов.
Началось изучение химического действия электрического тока, приведшее
к формулировке Фарадеем законов электролиза. Максвелл, анализируя
работы Фарадея по этой проблеме, отметил:
Амадео Авогадро
222
5. Химия
« Из всех электрических явлений электролиз оказывается наиболее подходящим
в качестве исходной позиции для проникновения в истинную природу
электрического тока потому, что мы обнаруживаем ток обыкновенной материи и ток
электричества, образующими существенные части одного и того же явления.
Совершенно естественно предположить, что токи ионов представляют
конвекционные токи электричества и, в частности, что каждая молекула катиона
заряжена некоторым постоянным количеством электричества, которое является
одним и тем же для молекул всех атомов, и что каждая молекула аниона заряжена
равным количеством отрицательного электричества».
Термины «катион», «анион», которые использует Максвелл, были
введены Фарадеем.
Число выделенных химических элементов после появления электролиза и
методов спектрального анализа быстро возрастало и к 1860 г. достигло 60.
Возникла необходимость систематизации химических элементов по их свойствам.

Ви переглядаєте статтю (реферат): «Химическая атомистика» з дисципліни «Історія науки»