Повна версія

Головна arrow Природознавство arrow ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   ЗМІСТ   >>

ЗАКОНИ ХІМІЇ ПРО СКЛАД РЕЧОВИН

Незабаром після відкриттів Лавуазьє в хімії був встановлений ряд законів, які послужили підставою для затвердження атомно-молекулярного вчення.

Закон сталості складу.Сталість складу речовин вже давно мовчазно визнавалося хіміками як щось само собою зрозуміле. Розвиток методів аналізу до кінця XVIII ст. дозволило підтвердити сталість складу індивідуальних речовин. Наприклад, де б не була взята вода - з океану, річки, криниці чи зібрана під час дощу, - вона після необхідного очищення від домішок має постійний склад, а саме, в ній на одну масову частину водню доводиться 8 масових частин кисню. Сталість складу води підтверджується і синтезом. Якщо змішати водень і кисень в тому ж співвідношенні 1: 8 і підпалити цю суміш, то вихідні речовини відреагують на всі сто, утворюючи 9 частин води. Якщо одного з газів взято більше, ніж потрібно за співвідношенням 1: 8, то частина його не вступає в реакцію, а склад утворилася води залишається колишнім.

В результаті узагальнення даних про склад багатьох речовин в 1799 р французьким хіміком Ж. Прустом (1754-1826) був встановлений закон сталості складу.

Склад хімічної сполуки завжди постійний незалежно від умов отримання.

Офіційне визнання в науці цей закон отримав тільки в результаті восьмирічного спору між Прустом і іншим французьким хіміком К. Бертолле (1748-1822), який не був згоден з постійністю складу всіх з'єднань. Йому здавалося природним, що в певних межах складу речовини може коливатися в залежності від умов утворення і відносних кількостей взятих для його отримання вихідних речовин. На підтвердження Бертолле приводив результати аналізів деяких речовин, отриманих ним у різних умовах. Зрештою перемога залишилася на боці Пруста, який рядом точних аналізів довів, що у всіх випадках, на які посилався Бертолле, останній мав справу з недостатньо очищеними речовинами.

Згодом все ж були відкриті численні речовини непостійного складу, що обумовлено природою з'єднуються атомів. Наприклад, в кристалах оксиду заліза (П) FeO, як правило, є недолік атомів заліза, і речовина фактично має склад від Fc 089 O до Fe ^ O. Це пояснюється тим, що частина атомів заліза в речовині має ступінь окислення +3, внаслідок чого число атомів заліза щодо кисню зменшується. Подібні речовини були названі в честь Бертолле Бер- толлідамі.

Суворе сталість складу характерно для речовин з молекулярними структурами. У речовин з атомними структурами, до яких належать оксиди багатьох металів, нерідкі відхилення від постійного складу.

Слід зауважити, що з закону сталості складу не слід, що при даному елементному складі існує тільки одна речовина. Відомі також речовини, що мають однаковий склад, але різні властивості. Інакше кажучи, це різні речовини з однаковим складом. Вони мають різну будову молекул і називаються ізомерами.

Закон кратних відносин. Багато елементів можуть з'єднуватися між собою в кількох різних масових відносинах, утворюючи при цьому різні речовини. Так, наприклад, мідь утворює з киснем два з'єднання: одне чорного кольору (оксид міді (П)), що містить 79,89% міді і 20,11% кисню, інше - червоного кольору (оксид міді (1)), що містить 88, 82% міді і 11,18% кисню.

Розглядаючи склад такого роду з'єднань, англійський хімік Дж. Дальтон (1766-1844) виявив важливе співвідношення, на основі якого він сформулював в 1804 р закон кратних відносин.

Якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то вагові кількості одного з елементів, що припадають в цих з'єднаннях на одне і те ж кількість іншого, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Джон Дальтон народився 6 вересня 1766 року в Кумберлсндс, Англія. Син ткача, Дальтон вже з раннього віку почав працювати, все ж свій вільний час він присвячував вивченню математики, природничих павук і латинської мови. У 1793 р Дальтон був запрошений в Манчестер викладати математику і натурфілософію в коледжі. У Манчестері він був обраний секретарем, а потім президентом філософського товариства.

З природних наук Дальтон особливо цікавився метеорологією. З 1787 року і до самої смерті він щодня записував свої спостереження над погодою, зробивши в цілому не менше 200 000 спостережень. Інтерес до метеорології спонукав його зайнятися вивченням властивостей газів. Він відкрив закон парціального тиску газів і, як наслідок з нього, вивів, що розчинність газу, що знаходиться в суміші з іншими газами, пропорційна його парціальному тиску. З 1803 р Дальтон почав розвивати атомну теорію в додатку до хімії. Він встановив закон кратних відносин, ввів уявлення про відносне атомній вазі і склав першу таблицю відносних атомних ваг чотирнадцяти елементів, прийнявши за одиницю вага водню. Він же перший став застосовувати різні знаки для позначення атомів, пізніше замінені сучасними хімічними символами.

Розглянемо прояв закону кратних відносин на прикладі оксидів міді (табл. 2.1). Вище наведено склад цих оксидів в процентах по масі.

Таблиця 2.1

Маси кисню і міді на 100 г оксидів

оксиди міді

Маса, г

Маса міді на 1 г кисню, г

Ставлення мас міді

кисень

мідь

червоний

11,18

88,82

88,82: 11,18 = 7,94

2

чорний

20,11

79,89

79,89: 20,1 = 3,97

1

Співвідношення між масами міді в останній колонці таблиці найлегше пояснити, якщо вважати, що мідь і кисень складаються з безлічі атомів, які з'єднуються між собою в різних кількостях. У чорному оксиді на один атом кисню доводиться один атом міді, а в червоному - два. Точніше встановити співвідношення між атомами за цими даними неможливо. Наприклад, так само допустимо припустити, що на один атом кисню припадають два і чотири атома міді.

Такі ж прості відносини були знайдені Дальтоном для з'єднань вуглецю з киснем. Виявилося, що в вуглекислому газі на 3 г вуглецю припадає 8 г кисню, а в чадному газі - 4 м Звідси випливає, що в одному випадку на один атом вуглецю припадає два атоми кисню, а в іншому - один атом кисню. При цьому слід підкреслити, що речовини з різним масовим співвідношенням одних і тих же елементів не схожі за властивостями і, безумовно, є різні речовини.

Закон еквівалентів. Вагове відношення водню і кисню в воді (1: 8) було прийнято за основу для обчислення так званих еквівалентів всіх простих і складних речовин. Якщо прийняти еквівалент водню за одиницю, а еквівалент кисню за вісім, то еквівалентом будь-якого іншого елемента або речовини буде число вагових частин, яке в хімічних реакціях приєднує або заміщає одну вагову частину водню або вісім вагових частин кисню.

Приклад 2.1. За даними табл. 2.1 можна обчислити еквіваленти міді в оксидах. Помноживши маси міді в четвертій графі таблиці на вісім, отримуємо: для червоного оксиду Е (Сі) = 63,52; для чорного оксиду Е (Сі) = 31,76. У червоного оксиду еквівалент міді збігається з атомною масою, по це було встановлено пізніше.

Закон еквівалентів був сформульований так.

Речовини реагують між собою і утворюються в результаті реакцій у вагових (масових) кількостях, пропорційних їх еквівалентів, тобто

З формули зрозуміло, що при відомих еквівалентах речовин і масі одного з них можна обчислити масу другого речовини, яка може вступити в реакцію або утворитися в результаті реакції. В даний час закон еквівалентів в модернізованої формі застосовується для розрахунків в аналітичній хімії.

На основі всіх наявних даних про речовини та їх перетворення Дальтон сформулював основні положення атомно-молекулярного вчення, які зводяться до наступного.

  • 1. Речовини складаються з дуже малих частинок - атомів, пов'язаних між собою силами взаємного тяжіння.
  • 2. Кожна речовина складається зі своїх атомів. Прості речовини складаються з простих неподільних атомів, складні - з «складних атомів», які при хімічних реакціях можуть розпадатися на атоми простих речовин.
  • 3. Всі атоми одного і того ж речовини абсолютно однакові але формі і по вазі, але відрізняються від атомів іншого простого або складного речовини. Вага складного атома дорівнює сумі ваг утворюють його простих атомів.
  • 4. При утворенні складних речовин «складні атоми» складаються з невеликого числа простих атомів. Так, наприклад, два простих речовини, що складаються з атомів А і В, можуть утворити складне речовина, частинки якого матимуть склад А + В, або 2А + В, або А + 2В і Г.Д. Цим пояснюється існування декількох різних з'єднань двох елементів.

При зіставленні атомістики Ломоносова і Дальтона можна відзначити, що погляди Ломоносова ближче до сучасних теоретичних положень хімії. Дальтон відкидав можливість існування «складних атомів» (молекул) простих речовин. Дальтон дотримувався теорії теплорода і рух самих атомів не визнавав. Проте до часу наукової діяльності Дальтона дозріли умови для визнання хіміками атомно-молекулярного вчення, і воно швидко утвердилася в хімії.

Наступне завдання атомно-молекулярного вчення полягала у визначенні атомних мас. Атом неможливо було ні побачити, ні зважити. Дальтон вирішив визначити відносні атомні ваги, прийнявши вага атома водню, як найлегшого з атомів, за одиницю. Таким чином, атомним вагою елемента Дальтон назвав відношення ваги його атома до ваги атома водню.

При визначенні атомної ваги Дальтон виходив з результатів аналізу складного речовини, що складається з водню і даного елемента. Вагові (масові) частки елементів в такому речовині повинні ставитися як ваги атомів водню і другого елементу в речовині. При цьому число атомів елементів в «складному атомі» невідомо. Дальтон вирішив зробити найпростіше припущення, що атоми двох елементів з'єднані в рівній кількості. Для молекули води було прийнято, що вона складається з атома водню і атома кисню, причому виходило, що останній має атомну масу 8. Згодом з'ясувалося, що це помилкове припущення, але на початку XIX ст. воно було цілком виправдано.

В остаточному визнання атомно-молекулярного вчення велику роль зіграло дослідження газів.

Закон простих об'ємних відносин. Перші кількісні дослідження реакцій між газами належать французькому вченому Ж. Гей-Люсака (1778-1850), автору відомого закону про тепловому розширенні газів. У 1804-1808 рр. він займався вимірюванням обсягів вступають в реакцію і утворюються при реакції газоподібних речовин. Результати своїх робіт Гей-Люсак підсумовував у вигляді закону простих об'ємних відносин, або хімічного закону Гей-Люсака.

Обсяги вступають в реакцію газів ставляться один до одного і до об'ємів утворюються газоподібних продуктів реакції як невеликі цілі числа.

Звичайно, при цьому передбачається, що обсяги всіх що беруть участь в реакції газів виміряні за однакових тиску і температурі.

Розглянемо приклади реакцій між газоподібними речовинами. Як відомо, при розкладанні води електричним струмом обсяг виділяється водню вдвічі більше обсягу кисню, що виділяється. У такому ж об'ємному відношенні 2: 1 потрібно змішати обидва газу, щоб вони відреагували на всі сто з утворенням води. При цьому виявляється, що обсяг виходить водяної пари дорівнює 2/3 початкового об'єму газової суміші, тобто з двох обсягів водню і одного об'єму кисню (в сумі три обсягу) утворюються два обсягу водяної пари. Ці відносини обсягів представлені на рис. 2.1.

Об'ємні відношення в реакціях між газами

Мал. 2.1. Об'ємні відношення в реакціях між газами

Якщо змішати рівні об'єми хлору і водню і пропустити через суміш електричну іскру або ж виставити суміш на яскраве сонячне світло, то відбувається вибух і утворюється нове газоподібна речовина хлороводород. Обидва гази з'єднуються без залишку, якщо на один об'єм хлору доводиться один об'єм водню, і при цьому виходять два обсягу хло- роводорода.

При утворенні аміаку з азоту і водню на один об'єм азоту потрібно взяти три обсягу водню, і в результаті виходить два обсягу аміаку.

Закон простих об'ємних відносин привернув до себе загальну увагу хіміків. Було очевидно, що тут проявляється якесь загальне властивість газів, що виражається також в їх однаковому поведінці при змінах тиску і температури. На думку Й. Берцеліуса (1799-1848), одного з найавторитетніших хіміків того часу, це властивість полягало в тому, що рівні об'єми газів при однакових умовах містять рівну кількість атомів. Здавалося, що це відкриває можливість легко визначати атомні ваги газів, порівнюючи вагу газу з вагою такого ж обсягу водню. Але тут виявилося протиріччя. Дійсно, якщо число атомів в рівних обсягах двох газів однаково, то, наприклад, з одного обсягу водню і одного об'єму хлору повинно утворитися не більше одного обсягу хлороводню, так як «складний атом» останнього повинен містити хоча б по одному атому водню і хлору.

Ключ до пояснення закону Гей-Люсака був знайдений італійським фізиком і хіміком А. Авогадро (1776-1856), який в 1811 р вказав, що всі протиріччя усуваються, якщо визнати, що прості газоподібні речовини складаються не з окремих атомів, а з молекул , що містять два або навіть більше однакових атомів.

Гіпотеза Авогадро не тільки пояснювала прості відносини між обсягами реагують і утворюються газів, а й дозволяла зробити важливі висновки щодо числа атомів в молекулах простих і складних газів, відкриваючи шлях до визначення істинних атомних ваг. Повернемося до прикладу освіти води з водню і кисню. З об'ємного відносини водню, кисню і води 2: 1: 2 слід, що кисень повинен складатися з двохатомних молекул. Водень теж складається з двохатомних молекул, що випливає з об'ємних відносин в реакції водню з хлором. Тоді виходить, що на кожну молекулу води витрачається молекула (два атома) водню. Це означає, що при ваговому відношенні водню і кисню в воді 1: 8 атомний вага кисню дорівнює 16.

Подання про молекулярній будові простого речовини отримало визнання далеко не відразу. Противниками його були Дальтон і Берцеліус, вперто не допускали можливості існування молекул, що складаються з однакових атомів. Тільки з кінця 40-х рр. XIX ст. гіпотеза Авогадро отримує визнання в хімії. Уявлення Авогадро розвинув інший італійський вчений С. Канниццаро (1826-1910), який в книзі «Конспект курсу хімічної філософії», що вийшла в 1858 р, з вражаючою ясністю викладає свої погляди на основні питання хімії і вказує способи визначення молекулярних і атомних ваг. Свою книгу Канниццаро розіслав багатьом видатним хімікам Європи. Після цього з ініціативи ряду хіміків в 1860 р в Карлсруе зібрався I Міжнародний конгрес хіміків, на якому були прийняті угоди про низку основоположних понять атомно-молекулярного вчення. Це вчення отримало остаточне визнання.

 
<<   ЗМІСТ   >>