Контрольная работа №1 по дисциплине «Концепции современного естествознания»
Как развивались представления о составе веществ? Какие основные законы определяют состав веществ? Каково значение закона Авогадро?
жүктеу/скачать 251,5 Kb.
|
1-88 Концепция современного естествознания
| 9. Как развивались представления о составе веществ? Какие основные законы определяют состав веществ? Каково значение закона Авогадро?
Еще в XVII-XVIII веках атомистические представления играли важную роль при объяснении химических явлений. В Англии атомистические представления развивались Бойлем и Ньютоном. Атомы или корпускулы рассматривались как отдельные плотные и непроницаемые частицы очень малых размеров. До середины XIX века конкретные представления об атомах и молекулах, как и основанные на них физические теории, были весьма наивны и относились более к фантазиям, чем к науке. Атомы представляли в виде шариков с крючками, с помощью которых они могли сцепляться друг с другом. Все теории носили качественный, описательный характер, игнорировавшие даже законы Ньютоновской механики. Исключения составляли работы Бернулли и Ломоносова, которые дали не только качественное описание, но и количественное объяснение газового давления, указали на возможность отклонения от закона Бойля – Мариотта при достаточных сжатиях газов. Физическую структуру газа пытался представить Джон Дальтон (1766 – 1844), который считается отцом химической атомистики – теории атомного строения веществ, которое определяет их химические свойства. Дальтон вывел закон, носящий его имя: давление пара одинаково независимо от того, какое пространство он занимает – пустое или заполненное воздухом той же плотности. Закон кратных отношений, сложившийся в химии, относится к таким реакциям, в которых два химических элемента могут образовывать между собой не одно, а несколько разных химических соотношений. Дальтон объяснял это тем, что атомы разных веществ в химических реакциях соединяются в молекулы, причем все молекулы чистых веществ построены одинаково. С помощью закона Авагадро и Гей-Люссака в химии сформировались методы определения атомных и молекулярных весов, обоснование которым дано в кинетической теории газов. Исследование явления диффузии, открытого незадолго до Вольта (1796), и привело Дальтона к его закону, который он считал очень важным для понимания поведения газов. Он развил свою теорию о постоянно движущихся атомах на основе представлений об особых теплородных оболочках, окружающих атомы. Эти оболочки, считал он, служат причиной сил отталкивания, поэтому у него газ представлял собой статическую модель без внутренних движений. Закон Дальтона о парциальных давлениях был подтвержден Гей-Люссаком в опыте со смесью паров (1816). Немецкий физик Генрих Мангус показал, что закон Дальтона пригоден только для несмешивающихся жидкостей, тогда как, если жидкости смешиваются, то для них полное давление смеси паров меньше суммы давлений компонентов (1836). Позднее этот результат был развит Реньо, исследования которого составляют целую эпоху в физико-химическом эксперименте в области тепловых явлений. После того, как Гельмгольц выдвинул гипотезу о том, что внутреннюю причину взаимной превращаемости теплоты в работу можно найти сведением тепловых явлений к механическим (1848), появилось сразу несколько вариантов сопоставления теплоты с движением. Наиболее удачными оказались попытки Клаузиуса и Августа Кренинга. Кренинг стал рассматривать газ как совокупность мельчайших упругих шариков – атомов, которые хаотично двигаются в пустоте, и впервые ввел в свои оценки понятие вероятности (1856). Исходя из вероятностных соображений, Кренинг принял, что атомы газа движутся по трем взаимно перпендикулярным направлениям с одинаковой скоростью, и, сделав элементарный расчет, получил уравнение, связывающее давление p и объем V газа с его массой m и скоростью атомов v: pV = kmv2. Кренинг верно указал на связь pV с «живой силой», или кинетической энергией частиц, получил из кинетической модели закон Авагадро и объяснил охлаждение газа при адиабатическом охлаждении. Проводя опыты с газами, в 1811 году итальянский химик Амадео Авагадро предположил, что равные объемы любых газов содержат равное число молекул. Действительно, молекулы газов не связаны между собой крепкими связями, как молекулы или атомы твердых веществ. Объем, который они занимают, при прочих равных условиях (температуре и давлении) зависит только от числа молекул газа, но не от конкретного вида этих молекул, поскольку молекулы никак не связаны между собой. Поэтому, одинаковые количества молекул разных газов должны занимать одинаковые объемы при данных температуре и давлении. В последствии эта гипотеза подтвердилась экспериментально и сформулированный закон был назван законом Авагадро: равные объемы газов (при одинаковых температуре и давлении) содержат равное число молекул. Из закона Авагадро вытекает важное следствие: при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем. Этот объем можно вычислить, если известна масса 1 л газа. При нормальных условиях, т.е. температуре 273 К (00 С) и давлении 101325 Па, масса 1 л водорода равна 0,09 г, молярная масса его равна 1,008*2 = 2,016 г/моль. Тогда объем, занимаемый 1 моль водорода, равен 2,016 г/моль 0,09 г/л =22,4 л/моль При тех же условиях масса 1 л кислорода 1,429 г; молярная масса 32 г/моль. Тогда объем равен 32 г/моль 1,429 г/л =22,4 л/моль Следовательно, При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа. На основании закона Авагадро определяют молярные массы газообразных веществ. В 1860г. На международном съезде химиков в Карлсруэ учение Авагадро получило всеобщее признание. Съезд дал сильный толчок развитию атомно-молекулярного учения. Но особенно бурное развитие оно получило после открытия Д.И. Менделеевым периодического закона химических элементов. жүктеу/скачать 251,5 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|