Педагогическая статья «АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ В ХИМИИ И ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ»

      СП-б  ГКУЗ  «Детский  туберкулезный  санаторий  «Дружба»

Педагогическая статья

«АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ В ХИМИИ   И ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ»

                                                                      Разработала:

                                           Трусова И.Г.  – учитель химии

2020 г.

Г.Пушкин

Аннотация

В этой статье собраны основные этапы развития атомно-молекулярного учения, исторические факты, даты. Надеюсь, что материал этой статьи поможет учителям химии и физики при подготовке и проведении уроков по теме «Атомно-молекулярное учение». Здесь Вы сможете найти некоторые исторические факты о становлении химии как науки.

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ В ХИМИИ

И ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИК ЗАКОНЫ

     Период с 1200 по 1700 г. в истории химии принято называть алхимическим. Движущей силой алхимии в течение 5 веков являлся бесплодный поиск некоего философского камня, превращающего благородные металлы в золото. Однако, несмотря на всю абсурдность основной идеи, алхимия накопила богатейший арсенал определённых знаний и практических приёмов, позволяющих осуществлять многообразные химические превращения. В начале XVIII в. Накопленные знания приобретают  практическую важность, что связано с началом интенсивного развития металлургии и с необходимостью объяснить сопутствующие процессы горения, окисления и восстановления. Перенесение интересов в актуальную практическую  сферу человеческой деятельности позволило ставить и решать задачи, приведшие к открытию основных законов химии, и способствовало становлению химии ка науки.

ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ
АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ

     Исключительное значение для развития химии имело атомно-молекулярное учение, колыбелью которого является Древняя Греция. Атомистика древнегреческих материалов отделена от нас 25-вековым периодом, однако логика греков поражает настолько, что философское учение о дискретном строении материи, развитое ими, невольно сливается в сознании с нашими сегодняшними представлениями.

     Как же зародилась атомистика?

     Основным научным методом древнегреческих философов являлись дискуссия, спор. Для поиска «первопричин» в спорах обсуждались многие логические задачи, одной из которых являлась задача о камне: что произойдёт, если начать его дробить? Большинство философов считало, что этот процесс можно продолжать бесконечно. И только Левкипп (500-440 до н.э.) и его школа утверждали, что этот процесс не бесконечен: при дроблении в конце концов получится такая частица, дальнейшее деление которой будет просто невозможно. Основываясь на этой концепции, Левкипп утверждал: материальный мир дискретен, он состоит из мельчайших частиц и пустоты.

     Ученик Левкиппа Демокрит (460-370 до н.э.) назвал эти мельчайшие частицы «неделимые», что по-гречески значит «атомы». Это название мы используем и сегодня. Демокрит, развивая новое учение – «атомистику», приписал атомам такие «современные» свойства, как размер и форму, способность к движению.

     Последователь Демокрита Эпикур (342 – 270 до н.э.) придал древнегреческой  атомистике завершённость, предположив, что у атомов существует внутренний источник движения и они сами способны взаимодействовать друг с другом.

     Все положения древнегреческой атомистики выглядят удивительно современно, и нам они, естественно, понятны. Ведь любой из нас, ссылаясь на опыт науки, может описать множество интересных экспериментов, подтверждающих справедливость любой из выдвинутых концепций. Но совершенно непонятны они были 20 – 25 веков назад, поскольку никаких экспериментальных доказательств, подтверждающих справедливость своих идей, древнегреческие атомисты представить не могли.

     Итак, хотя атомистика древних греков и выглядит удивительно современно, ни одно из её положений в то время не было доказано. Следовательно, атомистика развитая Левкиппом, Демокритом и Эпикуром, была и остаётся просто догадкой, смелым предположением, философской концепцией, не подкреплённой практикой. Это привело к тому, что одна из гениальных догадок человеческого разума постепенно была предана забвению.

     Были и другие причины, из-за которых учение атомистов было надолго забыто. К сожалению атомисты не оставили после себя систематических трудов, а отдельные записи споров и  дискуссий, которые были сделаны, лишь с трудом позволяли составить правильное представление об учении в целом. Главное же заключается в том, что многие концепции атомистики были  еретичны и официальная церковь не могла их поддерживать.

     Об учении атомистов не вспоминали почти 20 веков. И лишь в XVII в. идеи древнегреческих атомистов были возрождены благодаря работам французского философа Пьера Гассенди (1592 – 1655 гг.).  Почти 20 лет он потратил, чтобы восстановить и  собрать воедино забытые концепции древнегреческих философов, которые он подробно изложил в своих трудах «О жизни, нравах и учении Эпикура» и «Свод философии Эпикура». Эти две книги, в которых воззрения древнегреческих материалистов впервые были изложены систематически, стали «учебником» для европейских учёных и философов. До этого единственным источником, давшим информацию о воззрениях  Демокрита  и  Эпикура, была поэма римского поэта Лукреция «О природе вещей».

     История науки знает немало удивительных совпадений. Вот одно из них: возрождение древнегреческой атомистики совпадает по времени с установлением Р.Бойлем (1627 – 1691 гг.) фундаментальной закономерности, описывающей изменения объёма газ от его давления. Качественное объяснение фактов, наблюдаемых Р. Бойлем, может дать только атомистика: если газ имеет дискретное строение, т.е. состоит из атомов и пустоты, то лёгкость его сжатия обусловлена сближением атомов в результате уменьшения свободного пространства между ними.

     Первая робкая попытка применения атомистики для объяснения количественно  наблюдаемых явлений природы позволяет сделать два очень важных вывода:

1.Превратившись из философской гипотезы в научную концепцию, атомистика может стать мощным инструментом, позволяющим давать единственно правильную трактовку самым разнообразным явлениям природы.

2.Для скорейшего превращения атомистики из философской гипотезы в научную концепцию доказательство существования атомов необходимо прежде всего искать при изучении газов, а не жидких и твёрдых веществ, которыми до этого занимались химики.

     Однако пройдёт еще 100 лет, прежде чем химики вплотную займутся исследованием газов. Тогда-то и последует каскад открытий простых веществ: водород, кислород, азот, хлор. А несколько позже газы помогут установить те законы, которые принято называть основными законами химии. Они позволят сформулировать основные положения атомно-молекулярного учения.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон сохранение массы. Исключительное значение для химии имело установление закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего  естественного закона сохранения материи и движения, сформулированного М.В. Ломоносовым  (1711 – 1765 гг.) как всеобщий естественный закон в 1748 г. в письме к Д. Эйлеру: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте… Сей всеобщий закон простирается и в самые правила  движения;  ибо тело, движущее своей силой другое, столько же оныя у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает»  (Ломоносов М.В. Труды по физике и химии. – М., 1951. – Т. II. – С. 183).

     Это положение, высказанное в виде философской концепции, М.В. Ломоносов подтвердил экспериментально в 1756г., повторив опыты Р. Бойля по прокаливанию металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах). Русский учёный установил, что если сосуд, содержащий металл, взвесить до и после прокаливания, не вскрывая его, то масса остаётся без изменений. При нагревании же металла во вскрытой реторте масса увеличивается за счёт его соединения с воздухом, проникающим в сосуд.

     Аналогичные выводы на основе экспериментов по прокаливанию металлов сделал в 1777 г. и А. Лавуазье (1743 – 1794 гг.),  который (после открытия в 1774 г. Д. Пристли кислорода) уже знал качественный и количественный состав воздуха.

     Все эти наблюдения окончательно сформулировать закон сохранения массы:

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

     Закон постоянства состава. Следующим шагом в развитии химии явилось установление положения о постоянстве состава вещества:

     Каждое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определённый состав (Ж. Пруст, 1801 г.). Например, оксид углерода (IV) можно получить по любой из указанных ниже реакций:

С + О2 = СО2

2СО + О2 = 2СО2

СаСО3 = СО2 + СаО

     В химически чистом образце этого оксида всегда содержится 27,29%  С и 72,71% О. Отклонение о указанного состава свидетельствует о присутствии примесей. Утверждение, обратное закону о постоянстве состава веществ: каждому определённому составу отвечает только одно химическое соединение, неверно. Действительно, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый химический состав – С2Н6О, но отличаются друг от друга структурой молекул, т.е. порядком соединения в них атомов (изомеры).

     Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определённых количествах, соответствующих их эквивалентам (В.Рихтер, 1792 – 1794 гг.). Понятие эквивалента введено в химию для сопоставления соединительной способности различных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч.м. (части массы) водорода или 8 ч.м. кислорода или замещает эти массы в соединениях.

     Отметим, что один и тот же элемент может иметь не один, а несколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде углерода (IV) равен трём, а в оксиде углерода (II) – шести.

     Понятие эквивалента можно распространить и на сложные соединения типа кислот, солей и оснований.

     Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соединения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической составной части (основания, соли).

     В общем виде закон эквивалентов можно сформулировать следующим образом:

     Во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ  друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, независимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.

     Закон кратных отношений. Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа (Д. Дальтон, 1803 г.).

     Д. Дальтон (1776 – 1844 гг.) в дальнейшем, используя открытый им закон кратных отношений, закон эквивалентов и закон постоянства состава, создал новую версию атомистической теории, основанную на количественных соотношениях, возникающих при взаимодействии между химическими элементами.

     Нетрудно убедиться, что закон кратных отношений представляет собой дальнейшее развитие закона эквивалентов, основное на последовательном анализе рядов химических соединений, образующихся при взаимодействии друг с другом двух любых химических элементов. В простейшем случае указанный ряд может состоять из двух соединений. Например, при взаимодействии углерода и кислорода образуются два соединения: оксид углерода (II) и оксида углерода (IV).

     Доказательство постоянства состава для самых разнообразных химических соединений уже являлось само по себе свидетельством в пользу дискретности строения материи. Применение же закона постоянства состава для анализа любого из указанных рядов показывает, что существование двух (или нескольких) соединений, образующихся при взаимодействии любой пары химических элементов, возможно лишь в том случае, когда состав соединений будет отличаться один от другого на целые атомы. Естественно, что эти в составе химических соединений ряда, впрочем, как и сами основные законы химии, справедливы лишь при условии, что материя действительно состоит из мельчайших неделимых частиц.

     Выдвигая новую версию атомистической теории, опирающуюся на основные химические законы, и отдавая дань уважения древнегреческим философам-атомистам,  Д. Дальтон сохранил предложенное ими название для мельчайших неделимых частиц материи – атом.

     И наконец, использование закона постоянства состава и закона кратных отношений позволило Д. Дальтону установить значения относительных атомных масс элементов, принимая за единичную – массу атома водорода. Так, атом Дальтона, обладающий конкретным материальным свойством – атомной массой, из отвлечённой модели превратился в конкретное химическое понятие. С введением в химию понятия «атомная масса» наука переходит на более высокую ступень своего развития.

     Вместе с тем атомистика Дальтона ещё не свободна от недостатков: в ней нет места молекулам, а существуют только «сложные атомы».

     Закон объёмных отношений и закон Авогадро.  Объёмы  вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объёму получающихся газообразных продуктов как простые целые числа (Ж. Гей-Люссак, 1805 г.). Этот закон находится в серьёзном противоречии  с выводами атомистики Дальтона.

     Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком закономерностей соединения газов оказалось необходимым предположить следующее:

1. любые газы (в том числе и простые) состоят не из атомов, а из молекул;

2. в равных объёмах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

     Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. Авогадро в 1811 г., вошло в химию под именем закона Авогадро. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и  И. Берцелиус отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов. Прошло ещё полвека,  прежде, чем на первом Международным съезде химиков, состоявшемся в Карлсруе (Германия) в сентябре 1860 г., были окончательно приняты основные химические представления (понятия об атомах и молекулах), зародившиеся в виде философского учения в Древней Греции (Левкипп, Демокрит, Эпикур), впервые развитые в виде научной концепции Д. Дальтоном, подтверждённые опытами Ж. Пруста, Ж. Гей-Люссака и окончательно сформулированные в трудах. А. Авогадро и его ученика С. Канниццаро.

     Таким образом, основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать следующим образом:

1.Все вещества состоят из атомов.

2.Атомы каждого вида (элемента) одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида (элемента).

3.При взаимодействии атомов образуются молекулы: гомоядерные (при взаимодействии атомов одного элемента), простые вещества, или гетероядерные (при взаимодействии атомов разных элементов) сложные вещества.

4.При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических – разрушаются; при химических реакциях атомы в отличие  от молекул сохраняются.

5.Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.

Надеюсь, что статья Вам была полезна!!!

Используемая литература:

Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, ЛО, 1989.

Третьяков Ю.Д. Метлин Ю.Г. Основы общей химии.- М.: Просвещение 1998.

Крестов Г.А., Березин Б.Д. Основные понятия современной химии.- Л.: Химия, ЛО, 2010.

Манолов К. Великие химики. - М.: Химия, 2012.

Ахметов Н.С. Неорганическая химия. – М.: Химия 1999.

Макареня А.А., Рысев Ю.В. серия «Люди науки» Пособие для учащихся. М. Просвещение 2001.

Краткое описание документа:

В этой статье собраны основные этапы развития атомно-молекулярного учения, исторические факты, даты. Надеюсь, что материал этой статьи поможет учителям химии и физики при подготовке и проведении уроков по теме «Атомно-молекулярное учение». Здесь Вы сможете найти некоторые исторические факты о становлении химии как науки.