Учебно-методический комплекс дисциплины «Химия» для специальности 5В071700 — «Теплоэнергетика» (стр. 5 )

Однако из экспериментальной проверки Нернста следовало, что в количественном отношении формула Эйнштейна не соответствует результатам опыта. Например, для меди при 22,5° К формула Эйнштейна давала величину атомной теплоемкости 0,023, опыт же показывал величину 0,223. В связи с этим Нернст и Линдеман заменили формулу Эйнштейна другой, эмпирической формулой, которая значительно лучше соответствовала данным опыта.

Многие сторонники квантовой физики того времени были убеждены, что даже одно качественное соответствие формулы Эйнштейна данным опыта было бы достаточным указанием на приемлемость теории по существу, хотя она и нуждалась в поправках частного характера. С другой стороны, сам Эйнштейн указывал, что гипотеза, рассматривающая атомы как материальные частицы, является чрезвычайно упрощенной. Впоследствии Дебай, Борн и фон Карман своими работами развили теорию Эйнштейна, указали на причины количественного несовпадения с данными опыта и обобщили теорию на удельную теплоемкость газов, получив хорошее совпадение с опытом.

Химические превращения. Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные соотношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление основных стехиометрических законов.

1. Закон сохранения массы веществ (, 1748-1756 гг., А. Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.

Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникать из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НСl, чтобы число атомов водорода и хлора оставалось равным двум, т. е. две молекулы:

И поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции.

Закон сохранения массы веществ связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как всеобщий закон природы.

Таким образом, законы сохранения массы веществ и сохранения энергии — это две стороны единого закона природы — закона вечности материи и ее движения.

Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выражают уравнением Эйнштейна:

E=mc2, где E — энергия; m — масса; c — скорость света в вакууме.

Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно проводить расчеты по химическим уравнениям.

2. Закон постоянства состава вещества (, 1808 г.).

Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Например, воду можно получить по любой из следующих реакций:

2Н2+О2=2Н2О
Са(ОН)2=СаО+Н2О
CuSO4•5Н2О=CuSO4+5Н2О
Химически чистая вода содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода, независимо от способа ее получения, то есть на один атом кислорода приходится два атома водорода. Иной состав свидетельствует либо о наличии примесей, либо о том, что это другое вещество (например, Н2О2).

Ж. Пруст писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании».

В этой формулировке закона, как и в приведенном выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения.

Некоторые методы определения атомных масс химических элементов



Метод Менделеева

Атомную массу элемента можно рассчитать, исходя из положения этого элемента в Периодической системе. Приблизительную атомную массу элемента можно вычислить как среднеарифметическое атомных масс соседних с ним элементов. Так атомная масса алюминия, рассчитанная как среднеарифметическое атомных масс магния, кремния, бора и скандия равна

Ar(Mg)+Ar(Si)+ Ar(B)+ Ar(Sc))/4=(24,3+28,08+10,8+44,95)/4=27,03

что вполне удовлетворительно согласуется с табличной величиной 26,98. Для определения точного значения атомной массы элемента необходимо знать его эквивалентную массу. Разделив приблизительное значение атомной массы элемента на его эквивалентную массу, находят валентность элемента, округлив ее до целочисленного значения, и затем, умножая эквивалентную массу на валентность элемента, находят его точную атомную массу.

Метод Авогадро

Как было показано закон Авогадро позволяет определить молекулярные массы газов. С другой стороны результаты изучения объемных соотношений газов, вступающих в реакцию, и полученных газообразных продуктов позволяют определить число атомов в молекуле.

Так, при взаимодействии 1 объема хлора с 41 объемом водорода образуются 2 объема хлороводорода. Из этого следует, что молекула хлора, как и молекула водорода, состоит из 2-х атомов.

Аналогично было установлено, что молекулы других простых газов, таких, как кислород, азот также двухтомны. Атомную массу перечисленных газов находят делением их молекулярной массы на 2.

Например, молекулярная масса хлора равна 71, следовательно, его атомная масса 35,5.

О количестве атомов, входящих в состав молекул, можно также судить по их молярной теплоемкости. Именно по результатам измерения этой характеристики благородных газов было установлено, что их молекулы одноатомны и атомная масса этих газов равна их молекулярной массе.

Метод Канниццаро

Этот метод применим для определения атомных масс элементов, дающих газообразные или легколетучие соединения.

Для нахождения атомной массы этим методом определяют молярную массу возможно большего числа газообразных или легколетучих соединений данного элемента. Затем на основании данных анализа рассчитывают, сколько атомных единиц массы приходится на долю этого элемента в молекуле каждого из взятых соединений. Наименьшее количество данного элемента в молекуле изученных веществ и будет его атомной массой, так как в молекуле не может находиться меньше 1 атома.

В табл. 2 приведены молекулярные массы ряда соединений углерода, процентное содержание углерода в каждом из них, а также масса углерода, содержащаяся в каждом из этих соединений.

Наименьшая масса углерода, содержащегося в молекулах приведенных соединений равна 12 а. е.м. Следовательно, атомная масса углерода не может быть больше 12 (иначе пришлось бы предположить, что в состав сероуглерода, диоксида и монооксида углерода входит часть атома углерода). Считать атомную массу углерода меньше 12 нет оснований, так как соединения, содержащие менее 12 а. е.м. углерода, неизвестны.

Таблица 2. Молекулярные массы некоторых углеродсодержащих соединений и содержание в них углерода.

Соединение	Молекулярная масса	Содержащие углерода
в %	в а. е.м.
Сероуглерод	76	15,79	12
Диоксид углерода	44	27,27	12
Монооксид углерода	28	42,86	12
Ацетон	58	62,07	36
Диэтиловый эфир	74	64,86	48
Ацетилен	26	92,31	24
Бензол	78	92,31	72
Нафталин	128	93,75	120

Метод Дюлонга и Пти

Французские ученые П. Дюлонг и А. Пти установили закон, согласно которому атомная теплоемкость простого вещества в твердом состоянии (т. е. произведение его удельной теплоемкости на молярную массу атомов) есть величина постоянная и равная в среднем 26 Дж/ (К(моль).

Из закона Дюлонга и Пти следует, что, разделив 26 на удельную теплоемкость простого вещества, легко определяемую экспериментально, можно найти приблизительное значение атомной массы данного элемента.

Чтобы перейти от приблизительного значения атомной массы к точному ее значению, предварительно определяют опытным путем эквивалентную массу данного элемента. Разделив приблизительное значение атомной массы на его эквивалентную массу, находят валентность элемента, часто несколько отличающуюся от целого числа.

Так как валентность выражается только целыми числами, найденное значение округляют. Умножив эквивалентную массу на валентность, получают точное значение мольной массы атомов.

Бертоллиды (термин в память ) — соединения переменного состава, не подчиняющиеся законампостоянных и кратных отношений. Бертоллиды являются нестехиометрическимибинарными соединениями переменного состава, который зависит от способа получения. Многочисленные случаи образования бертоллидов открыты в металлических системах, а также среди оксидов, сульфидов, карбидов, гидридов и др. Например, оксид ванадия(II) может иметь в зависимости от условий получения, состав от V0,9 до V1,3. Данный термин был введен в 1912—1914 гг.

Дальтониды — научный термин, которым обычно обозначают вещества постоянного качественного и количественного состава, который не зависит от способа получения. Название происходит от имени английского учёного Джона Дальтона.

Исторически это понятие связано с законом постоянства состава вещества. Постоянство состава естественно для молекулярных веществ, поскольку молекулы состоят из вполне конкретных атомов, определённого вида и определённой массы. Для немолекулярных веществ, в частности, для кристаллов с дефектами, могут быть большие отклонения от идеального соотношения между числом атомов (стехиометрии). Поэтому в узком смысле (фактически устаревшем) к дальтонидам относят так называемые стехиометрические соединения, у которых вообще нет области гомогенности (области переменного состава). В широком смысле к дальтонидам также относят соединения, у которых область гомогенности имеет конечную (ненулевую) ширину, но содержит также и стехиометрический состав.