Атомно-молекулярное учение его значение для современной химии

Атомно-молекулярное учение, его значение для современной химии. Атомы и молекулы. Относительные атомные и молекулярные массы.
Ответ:
Основы этого учения заложил и впервые применил в химической практике русский учёный-энциклопедист М.В.Ломоносов. Главные положения учения изложены в его работе «Элементыматематической химии», вышедшей в 1741 году. Сущность учения можно свести к следующему:
1. все вещества состоят из молекул (по Ломоносову «корпускул»);
2. молекулы состоят из атомов (по Ломоносову – из «элементов»);
3. частицы вещества, то есть молекулы и атомы, находятся в непрерывном хаотическом
движении; тепловое состояние тел есть результат движения этих частиц;
4. молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных
веществ – из разных атомов.
Лишь через 67 лет после М.В.Ломоносова атомно-молекулярное учение стало известно в
зарубежной Европе благодаря трудам английского учёного Джона Дальтона. Окончательно же оноутвердилось в науке в середине 19 века. Велики заслуги в развитии учения таких учёных как АмедеоАвогадро, Жозеф Пруст, Д.И. Менделеев и других. В 1860 на Международном химическом съездебыли приняты определения понятий «молекула» и «атом».
Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими
свойствами. Химические свойства молекулы определяются её составом и строением.
Атом – это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, состоящая из
положительного ядра и отрицательно заряженных электронов.Молекулы в химических реакциях разрушаются и образуются вновь, а атомы остаютсянеизменными.
Согласно современным представлениям из молекул состоят лишь газообразные и жидкие (в парах)вещества, а твёрдые – только имеющие молекулярную кристаллическую решётку. Большинство жетвёрдых неорганических веществ имеют немолекулярное строение и состоят из ионов или атомов,образуя макротела (обычно – кристаллы).
В 1808 году французский учёный Жозеф Пруст сформулировал закон постоянства состава – один из основных законов химии:«Всякое чистое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный иколичественный состав независимо от способа получения и местонахождения».Понятно, что этот закон неприменим к веществам в ионном, металлическом и атомном состоянии.Например, оксид урана (+6) обычно записывают UO3, на деле же его простейшая формула лежит впределах от UO2,5 до UO3. На основании этого закона, учитывая валентность элементов, составляюти записывают химические формулы веществ: Н2О, СО2, С2Н5 ОН и другие.
Современные методы исследования позволяют определить очень малые массы атомов с большойточностью. Так m A(Н) = 1,674 × 10 -27 (кг), m A(С) = 1,993 × 10 -26 (кг). Естественно, что такимималыми величинами пользоваться неудобно, поэтому в химии традиционно применяются неабсолютные значения атомных масс, а относительные. С 1961 г. за единицу атомной массы сталиприменять 1/12 массы атома ¹²С.
Аr – относительная атомная масса–этовеличина, которая показывает во сколько раз
масса данного атома больше 1/12 массы атома¹²С.В периодической системе указаны точныезначения Аr с учетом распространенности вприроде разных изотопов данного элемента.При расчетах принято их округлять:
Ar (H) = 1; Ar(C) = 12 ;Ar (O) = 16; Ar(Fe) = 56.
Лишь Аr(Cl) = 35,5. Аr – одна из главныххарактеристик химического элемента.
Молекулы веществ состоят из атомов и ихмассы также ничтожно малы. Поэтому в
расчетах применяют относительнуюмолекулярную массу.
Мr – относительная молекулярная масса – этовеличина, которая показывает во сколько размасса данной молекулы больше 1/12 массыатома 12С. Мr численно равна сумме Аr всехатомов, входящих в состав молекулы, поэтомуее легко сосчитать по формуле вещества,например:
Мr(H2SO4) = 1∙2+ 32 + 16∙4 =98; Mr(CaCO3) = 40 + 12 + 16∙3 = 100.
В химических реакциях молекулы разрушаются и образуются вновь. В 1748 году М.В.Ломоносовоткрыл закон, характеризующий количественную сторону химических реакций. Этот закон былназван законом сохранения массы веществ Ломоносов экспериментально подтвердил его в 1756году. Современная формулировка этого закона такова:Масса исходных веществ равна массе продуктов реакции.
С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон можно объяснить так. В химическихреакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, они лишь группируются в новые молекулы.Общее число атомов каждого элемента до реакции и после нее остается неизменным (отсюданеобходимость коэффициентов). А поскольку атомы имеют постоянную массу – не изменяется ихсуммарная масса до реакции (т.е. масса исходных веществ), и суммарная масса после реакции, (т.е.масса продуктов реакции).
2 Cu + O2 → 2 CuO
2 атома 1 молекула 2 молекулы
( 2 атома) (2 атома) (4 атома)
64 · 2 + 16 · 2 = 2· ( 64 + 16)
128 +32 = 160
160 = 160
Закон сохранения массы лишь частный случай общего закона сохранения массы веществ и энергии,который выражается уравнением Эйнштейна:Е = mс2
Закон сохранения массы – материальная основа для составления уравнений химических реакций,он позволяет производить по ним количественные расчеты.
Рассчитать, возможно, ли самопроизвольное течение реакции при стандартных условиях: Al(к) + Fе2О3(к) → Fe(к) + Аl2O3(к).
Решение:
2Al(к) + Fе2О3(к) → 2Fe(к) + Аl2O3(к).
∆G0(Al(к)) = ∆G0(Fe(к)) = 0 кДж/моль
∆G0(Fе2О3(к)) = -742,2 кДж/моль
∆G0(Аl2O3(к)) = -1582,3 кДж/моль
∆G0р = ∆G0(Аl2O3(к)) – ∆G0(Fе2О3(к)) = -1582,3 – (-742,2) = -840,1 кДж/моль
Так как ∆G0р < 0, самопроизвольное течение реакции при стандартных условиях возможно.
Как повлияет на равновесие в реакциях:
1) 2NO2 N2O4+ Q;
2) 2H2S 2H2 + S2 – Q;
а) повышение температуры;
б) понижение давления?
Решение:
1) 2NO2 N2O4+ Q;
а) Так как реакция является экзотермической (Q > 0), то при повышении температуры равновесие сместится в сторону образования исходных веществ, то есть влево.
б) Так как ∆ν = 2 – 1 = 1 > 0, то согласно принципа Ле-Шателье, при понижении давления равновесие сместится в сторону образования исходных веществ, то есть влево.
2) 2H2S 2H2 + S2 – Q;
а) Так как реакция является экзотермической (Q < 0), то при повышении температуры равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции, то есть вправо.
б) Так как ∆ν = 2 – 2 = 0, то согласно принципа Ле-Шателье, понижение давления не повлияет на равновесие системы.
Определить валентность и степень окисления железа в оксиде железа (II), оксиде железа (III) и в сложном оксиде Fе3O4 (FеO·Fe2O3).
Решение:
Степень окисления железа в оксиде железа (II) Fе+2O валентность железа в оксиде железа (II) FеIIO
Степень окисления железа в оксиде железа (III) Fе2+3O3 валентность железа в оксиде железа (III) Fе2IIIO3
Степень окисления железа в сложном оксиде Fе3O4 — Fе+2O∙Fе2+3O3 валентность железа в сложном оксиде Fе3O4 — FеIIO∙Fе2IIIO3
Понятие о буферных системах. Виды буферных систем. Буферные системы в живых организмах.
Ответ:
Буферные системы – совокупность нескольких веществ в растворе, сообщающих ему буферные свойства, т.е. способность противостоять изменению активной реакции среды (pH) при разбавлении, концентрировании раствора или при добавлении к нему небольших количеств сильной кислоты или щёлочи.
Буферные системы широко распространены в природе: они находятся в водах мирового океана, почвенных водах и особенно в живых организмах, где выступают в качестве регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды на определённых условиях, необходимых для нормального протекания жизненных процессов. Буферные системы обеспечивают состояние кислотно-основного равновесия, соответствующего норме – протолитический гомеостаз. Смещение протолитического равновесия в кислую область вызывает ацидоз, в щелочную – алкалоз. Постоянство pH биологических жидкостей, тканей и органов обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих биообъектов. Буферные системы проявляют свои буферные свойства в некотором диапазоне значений pH (≈2 единицы) – называемом зона буферного действия.

Состав буферных систем.
Буферные системы подразделяются на два основных типа.
Слабая кислота и её анион, т.е. комбинация слабой кислоты и её соли с катионом сильного основания.
Слабое основание и его катион. Например, аммонийная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl.
Особый “подкласс” буферных систем представляют буферные системы, образованные из ионов и молекул амфолитов – аминокислотные и белковые буферные системы. Некоторые примеры буферных систем приведены в таблице 1.

Таблица 1.
I. Слабая кислота и её анион HA/A-
Название Состав Протолитическое равновесие Зона буферного действия
Ацетатная pH=3,8-5,8
Гидро-карбонатная pH=5,4-7,4
Фосфатная рН=6,2-8,2
Гемогло-биновая рН=7,2-9,2
Оксигемо-глобиновая рН=6,0-8,0
II. Слабое основание и его катион B/BH+
Аммонийная pH=8,2-10,2

pH буферных систем.
Рассмотрим в качестве примера систем I типа ацетатную буферную систему.
В водных растворах компоненты этой системы подвергаются электролитической диссоциации.

Т.к. степень диссоциации слабой уксусной кислоты значительно понижается в присутствии аниона CH3COO-, а соль как сильный электролит диссоциирует практически нацело, [CH3COOH] и [CH3COO-] можно заменить практически им равными и легко определяемыми величинами C(CH3COOH) и C(CH3COONa).
Тогда , т.е. и, следовательно, .
А в общем виде для систем первого типа HA/A- величина pH определяется по уравнениям 1 или 1а.

Для буферных систем второго типа B/BH+ гидроксильный и водородный показатели рассчитываются по уравнениям 2, 2а, 3, 3а.

Уравнения 1-3 объединены именем авторов – уравнением Гендерсона – Гассельбаха. (Henderson, Lawrence Joseph, 1848-1942, биохимик, США. Hasselbalch, Karl Albert, 1874-1962, биохимик, Дания).
Из уравнений 1-3 следует вывод – величина pH буферных растворов определяется природой кислоты или основания, входящих в состав буферной системы (pKa, pKb) и соотношением концентраций или количеств компонентов. Это позволяет готовить буферные растворы с

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!:

9 + семь =

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте как обрабатываются ваши данные комментариев.

Adblock detector