ЛЕКЦІЯ№2 ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ. СТЕХІОМЕТРІЧНІ ЗАКОНИ.

ПЛАН

1. ЗНАЧЕННЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО ВЧЕННЯ ЯК ФУНДАМЕНТУ СУЧАСНОЇ ХІМІЇ

2. ЗАКОН ПРОСТИХ ОБ’ЄМНИХ ВІДНОШЕНЬ, АБО «ХІМІЧНОГО» ЗАКОНУ ГЕЙ-ЛЮССАКА

3. ЗАКОН АВОГАДРО

4. ХІМІЧНИЙ ЕЛЕМЕНТ

5. ЗАКОН ЗБЕРЕЖЕННЯ МАСИ

6. ЗАКОН СТАЛОСТІ СКЛАДУ

7. ЗАКОН КРАТНИХ ВІДНОШЕНЬ

8. ЗАКОН ЕКВІВАЛЕНТІВ

Література

1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. Підручний для студентів вищих навчальних закладів. – К.: Ірпінь. ВТФ “Перун”, 2004 – 480 с.(с.12-27)

2. Басов В.П., Родіонов В.М., Юрченко О.Г. Хімія. Навчальний посібник для самопідготовки до іспитів. К.: Каравела, Львів,: Новий світ – 2000, 2002 – 280 с.

3. Ахметов Н.С. “Общая и неорганическая химия.: Учебник для ВУЗов. – М.: В.школа. – 1981 – 679 с.

1. Значення атомно-молекулярного вчення як фундаменту сучасної хімії

У розвитку хімії велику роль відіграло атомно-молекулярне вчення, яке відрізнялось від попередніх теорій своєю логікою. Основи атомно-молеку­лярного вчення вперше були викладені М. В. Ломоносовим (1741 р.) у праці «Елементи математичної хімії». В основі цього вчення лежить принцип дис­кретності речовини: будь-яка речовина складається з окремих, дуже малих частинок. Відмінність між речовинами зумовлена відмінністю між їхніми час­тинками: частинки однієї речовини однакові, частинки різних речовин — різні.

Після утвердження атомно-молекулярного вчення теоретична хімія змогла встановити відмінність між атомними, молекулярними та молярними масами еквівалентів, забезпечити можливість використання єдиних хімічних формул.

Частинки речовини перебувають у безперервному русі за будь-яких умов. Для більшості речовин такими частинками є молекули.

Молекула — це найменша частинка речовини, яка має сталий склад і здатна зберігати основні хімічні властивості цієї речовини.

Молекули простих речовин складаються з атомів одного хімічного елемента, а молекули складних речовин — з атомів різних елементів.

Атом — це найменша хімічно неподільна частинка хімічного елемента, яка зберігає його хімічні властивості.

До складу молекул може входити різне число атомів, наприклад, молекули газів (крім інертних) в основному складаються з двох атомів, а молекули білків — з сотень тисяч атомів.

Розміри атомів виражаються величинами порядку десятих часток нанометра.

Абсолютні маси атомів і молекул дуже малі: маса атома найлегшого еле­мента (Гідрогену) становить 1,67 •10 ^-24 г, а маса атома одного з найважчих елементів—Плюмбуму— 3,4 •10 ^-22 г. Зрозуміло, що такими величинами оперувати незручно, тому в розрахунках використовують не абсолютні зна­чення мас атомів, а відносні.

За одиницю вимірювання маси атомів англійський фізикохімік Дж. Дальтон запропонував прийняти масу атома найлегшого елемента — Гідрогену.

Дещо пізніше шведський хімік і мінералог Й. Я. Берцеліус за елемент порівняння запропонував взяти Оксиген, прийнявши масу його атома за 100. З 1960 р. вважають, що відносна атомна маса Оксигену дорівнює 16, а атомна маса Гідрогену — 1,008.

До 1960 р. існувало дві шкали атомних мас: фізична і хімічна.

В основу фізичної шкали було покладено значення атомної маси нукліда Оксигену ' ¹⁶О, що чисельно дорівнює 16, а в основу хімічної шкали — значен­ня атомної маси природного Оксигену, який є сумішшю різних нуклідів, що чисельно також дорівнює 16. У 1960 р. Міжнародна спілка теоретичної і прикладної фізики, а в 1961 р. Міжнародна спілка теоретичної і прикладної хімії (IUРАС — Іпіегпаїіопаї Unіоп оf Риге and Аррlіеd Сhеmistrу) прийняли нову, єдину шкалу атомних мас, за якою маси атомів і молекул порівнюють із 1/12 маси нукліда Карбону ^І2С. Це зумовлено тим, що в цьому разі відносні атомні маси елементів набувають значень, найближчих до цілих чисел.

Відносною молекулярною М_r (або атомною А_r) масою речовини назива­ють відношення маси молекули (або атома) т₀ даної речовини до 1/12 маси атома Карбону-12 _т0C-

Символ Мr запропонований ІЮПАК, свідчить про відносний характер молекулярної маси (r — relative — відносний).

Нині відносні атомні маси всіх хімічних елементів визначено досить точ­но. Додавши відносні маси атомів, які входять до складу молекули тієї чи іншої речовини, можна обчислити відносну молекулярну масу цієї речовини.

Чим більше атомів або молекул міститься в речовині, тим більша її маса. Число молекул у макроскопічних тілах надзвичайно велике, тому прийнято зазначати не абсолютне число атомів і молекул, а відносне. Число молекул або атомів у даній речовині прийнято порівнювати з числом атомів, що містяться в 0,012 кг Карбону. Відносне число атомів і молекул у речовині характеризують фізичною величиною, яка називається кількістю речовини.

Кількість речовини v(n) — це відношення числа молекул N. що містяться в даній речовині, до числа N_А атомів у 0,012 кг Карбону:

v (n) = N|N_А.

Якщо речовина складається з окремих атомів, які не сполучені в молекули, то під числом молекул слід розуміти число атомів.

Кількість речовини виражається в молях.

Моль — це така кількість речовини, яка містить стільки молекул, атомів, йонів або інших структурних одиниць, скільки міститься атомів у 0,012 кг нукліда Карбону ¹²С.

Якщо, наприклад, кількість речовини дорівнює 2 моль, то це означає, що число молекул у речовині в 2 рази більше, ніж число атомів у 0,012 кг нукліда Карбону ^І2С.

Застосовуючи поняття «моль», потрібно в кожному конкретному випадку зазначати, про які саме структурні одиниці йдеться. Наприклад, слід розрізня­ти поняття моль атомів Н, моль молекул Н₂, моль йонів Н⁺.

Число структурних одиниць, що міститься в одному молі будь-якої речовини, називають числом Авогадро (на честь італійського вченого фізика і хіміка). Це число визначено з великою точністю різними методам і стано­вить 6,02 • 10 ²³ моль ^-1.

Крім відносної молекулярної маси М_r у хімії і фізиці широко застосовують поняття молярна маса М.

Молярною масою називають масу речовини, взятої в кількості один моль. Згідно з цим визначенням, молярна маса дорівнює добутку маси молекули на число Авогадро:

М = m₀ N_A