1.Атомно-молекулярная теория Ломоносова.

Лишь в середине ХVIII века великий русский  учёный М.В. Ломоносов  обосновал атомно-молекулярные представления в химии. Основные положения его учения изложены в работе «Элементы математической химии» (1741 г.) и ряде других. Ломоносов назвал теорию корпускулярно-кинетической теорией.

М.В. Ломоносов четко разграничивал две ступени в строении вещества: элементы (в современном понимании – атомы) и корпускулы (молекулы). В основе его корпускулярно-кинетической теории (современного атомно-молекулярного учения) лежит принцип прерывности строения (дискретности) вещества: любое вещество состоит из отдельных частиц.

Молекула является наименьшей частицей вещества, обладающей всеми его химическими свойствами. Вещества, имеющие молекулярную структуру,состоят из молекул (большинство неметаллов, органические вещества).Значительная часть неорганических веществ состоит из атомов (атомная решётка кристалла) или ионов (ионная структура). К таким веществам относятся оксиды, сульфиды, различные соли, алмаз, металлы, графит и др. Носителем химических свойств в этих веществах является комбинация элементарных частиц (ионы или атомы), то есть кристалл представляет собой гигантскую молекулу.

Молекулы состоят из атомов. Атом – мельчайшая, далее химически неделимая составная часть молекулы.

Получается, молекулярная теория объясняет физические явления, которые происходят с веществами. Учение об атомах приходит на помощь молекулярной теории при объяснении химических явлений. Обе эти теории – молекулярная и атомная – объединяются в атомно-молекулярное учение. Сущность этого учения можно сформулировать в виде нескольких законов и положений:

вещества состоят из атомов;

при взаимодействии атомов образуются простые и сложные молекулы;

при физических явлениях молекулы сохраняются, их состав не изменяется; при химических – разрушаются, их состав изменяется;

молекулы веществ состоят из атомов; при химических реакциях атомы в отличие от молекул сохраняются;

атомы одного элемента сходны друг с другом, но отличаются от атомов любого другого элемента;

химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества.

Благодаря своей атомно-молекулярной теории М.В. Ломоносов  по праву считается родоначальником научной химии.

Относительная шкала атомных и молекулярных масс.Моль.

 атомная (элементная) масса – среднее значение массы атома химического элемента, выраженное в атомных единицах массы. Молекулярная масса – масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы; она равна сумме масс всех атомов, из которых состоит молекул (молекулярная масса в действительности представляет собой среднюю массу молекулы с учетом изотопного состава элементов, образующих данное соединение).

Закон постоянства состава. Состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа его получения. В отсутствие молекулярной структуры его состав зависит от условий получения и предыдущей обработки. Возьмем, к примеру, аммиак (NH₃). Независимо от способов получения (прямой синтез из простых веществ, разложение аммонийных солей, действие кислот на нитриды активных металлов и т.п.), состав молекулы аммиака всегда постоянен и неизменен: на атом азота приходится три атома водорода. А для оксида титана (+2) состав соединения зависит от условий получения и предыдущей обработки. В молекуле аммиака, состоящей лишь из четырех атомов, исключается изменчивость состава.

Оксид же титана (+2) представляет собой фазу, состоящую из огромного числа атомов (порядка постоянной Авогадро), которая и определяет свойства этого соединения. Это ярчайший пример перехода количества в качество: коллектив из колоссального числа частиц обладает уже новым качеством – непостоянством состава.

Закон эквивалентов. Вещества вступают в химические реакции в строго определенных массовых соотношениях, пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основных реакциях эквивалентна одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях – одному электрону.

В химии обычно пользуются понятием эквивалентная масса (m_э), т.е. массой 1 эквивалента вещества. Размерность эквивалентной массы – г/моль. Эквивалентная масса элемента определяется как отношение атомной массы к его валентности:

.

Так, эквивалентная масса серы в SO₂ и в SO₃ определяется как 32/4 и 32/6 г/моль.

Эквивалентная масса кислоты равна отношению молярной массы кислоты к числу атомов водорода в ней, которые она способна отдавать в раствор при диссоциации:

= 98/2 = 49 г/моль; = 36,5/1 = 36,5 г/моль.

г/моль (СН₃СООН ↔СН₃СОО^- + Н⁺).

Эквивалентная масса гидроксида равна отношению молярной массы к числу гидроксильных групп:

= 40/1 = 40 г/моль ; = 74 г/моль.

Эквивалентная масса оксида и соли определяется как отношение молярной массы соединения к произведению числа атомов элемента на его валентность:

= 44/1×4 = 11 г/моль; = 342/2×3 = 57 г/моль.

= 197,82/2×3 = 32,97 г/моль.

Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, може т иметь различные значения и зависят от того, в какую реакцию вступает это вещества. Так, в реакции Са(ОН)₂+HCl =СаOHCl+H₂O участвует только один атом водорода, поэтому

= 74/1 = 74 г/моль,

а в реакции 2NaOH + H₃PO₄=Na₂HPO₄ + 2H₂O;

= 98/2 = 49 г/моль, так как в ней участвует только 2 катиона водорода из трех.

Математические выражения закона эквивалентов записываются следующим образом:

или ,

где m₁ и m₂ – масса 1-го и 2-го вещества;

– эквивалентная масса 1-го и 2-го вещества;