Основные химические понятия. Атомные и молекулярные массы

В середине XIX века атомно-молекулярное учение завоевало полное признание. На международном съезде химиков в г. Карлсруэ (Германия) в 1860 г. были приняты чёткие определения понятий атома и молекулы.

Молекула — наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая химическими свойствами данного вещества.

Такие физические свойства, как температура плавления и кипения, механическая прочность и твёрдость, зависят от прочности связи между молекулами в данном веществе, поэтому для отдельной молекулы они не имеют смысла. А, скажем, плотность существует как для молекулы в целом, так и для вещества. Но плотность молекулы всегда значительно больше, чем для твёрдого вещества, так как в каждом веществе при любом агрегатном состоянии между молекулами всегда есть свободное пространство. Электропроводность, теплоёмкость определяются структурой вещества в целом, а не свойствами отдельных молекул. Это подтверждается резким изменением электропроводности при переходе одного агрегатного состояния вещества в другое. Изменение этих свойств не являются изменением состава молекул, которые при плавлении или кипении вещества не претерпевают существенных превращений.

Атом — наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая химические свойства данного элемента.

Молекулы могут содержать различное число атомов. Так, молекулы благородных газов одноатомны, простых газов — двухатомны, воды — трехатомны и т. д., а молекулы белков построены из сотен тысяч атомов.

Химический элемент — вид атомов с одинаковым зарядом ядра. В результате сочетания атомов одного химического элемента образуется простое вещество, которое является формой существования химического элемента в свободном состоянии. Сочетание атомов различных химических элементов даёт сложное вещество, т. е. химическое соединение.

Многие химические элементы образуют не одно, а несколько простых веществ. Это явление называется аллотропией, а каждое из этих простых веществ — аллотропным видоизменением (модификацией) данного вещества.

Существование аллотропных видоизменений обусловлено неодинаковой кристаллической структурой простых веществ или различным числом атомов, входящих в состав молекул отдельных аллотропных форм.

Аллотропия наблюдается у углерода, кислорода, серы, фосфора и ряда других элементов. Так, графит и алмаз — аллотропные модификации химического элемента углерода. При сгорании каждого из этих веществ образуется диоксид углерода (CO₂). Это подтверждает то, что графит и алмаз состоят из одинаковых атомов — атомов химического элемента углерода.

Для серы известны три аллотропные модификации: ромбическая, моноклинная и пластическая (некристаллическая форма). Все они состоят из атомов серы и при их сгорании в кислороде образуется одно и то же вещество — сернистый газ (SO₂).

Фосфор образует три аллотропные модификации — белый, красный и чёрный фосфор. Продуктом их сгорания является гемипентаоксид фосфора (Р₂О₅).

Аллотропные модификации химического элемента различаются физическими свойствами и химической активностью. Так, белый фосфор светится в темноте, очень ядовит, воспламеняется на воздухе, легко вступает в химические реакции с другими веществами. Красный фосфор, напротив, не светится, не ядовит, не воспламеняется на воздухе, в химические реакции вступает при более высоких температурах, чем белый.

Атомные и молекулярные масс ы. Одной из важнейших характеристик атома является его масса.

Атомной массой химического элемента Х [(M (Х)] называется его атомная масса выраженная в атомных единицах массы.

Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Например: М(СО₂) = 44 а.е.м.

До 1961 года для измерения атомных масс использовалась кислородная единица (к. е.), равная ¹/₁₆ массы атома кислорода. Введение углеродной шкалы атомных масс вместо кислородной связано с различием эталонов физической и химической атомных шкал. При физических исследованиях в качестве единицы измерения принималась ¹/₁₆ массы изотопа кислорода-16, а в основе химической шкалы была ¹/₁₆ средней массы атома природного кислорода, состоящего из смеси изотопов ¹⁶О, ¹⁷О, ¹⁸О, поэтому величины некоторых констант рассчитанных по физической и химической шкалам были различными. Кроме того, изотопный состав природного кислорода также непостоянен. В связи с чем и был осуществлен переход на углеродную единицу (у.е.), которую в дальнейшем стали называть атомной единицей массы.

На практике мы не можем с вами работать с отдельными молекулами, поэтому используется понятие единицы количества вещества — моль.

Моль —это единица количество вещества, содержащее столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода-12. Под структурной единицей можно понимать молекулу, атом, протон, электрон и т.п.

Число частиц в одном моле вещества в настоящее время определено с большой точностью — 6,0249·10²³. В практических расчетах его принимают равным 6,02·10²³. Это число называется числом Авогадро и обозначается буквой N _A.

Чтобы представить себе, как велико число Авогадро, допустим, что нам удалось пометить все молекулы, содержащиеся в одном моле воды (18 г). Если эту воду вылить в океан и дождаться, когда воды Мирового океана перемешаются, то набрав в любом месте стакан воды, мы найдём в нём примерно 100 меченых молекул. Если ящик заполнить молем горошин диаметром 3 мм, то длина ребра ящика составит 565 км, а моль кокосовых орехов диаметром 14 см заполнил бы земной шар.

Масса моля вещества называется его молярной массой. Молярную массу обычно выражают в граммах на моль (г/моль) или килограммах на моль (кг/моль). Так, М(СаСО₃) = 100 г/моль = 0,1 кг/моль.

В химии количество вещества измеряется в молях и обозначается n. Количество вещества Х, рассчитывается по формуле:

n(Х) = m(X)/M(X).

Моль любого вещества содержит одно и тоже число структурных частиц независимо от его химических свойств и агрегатного состояния. Это первое следствие из закона Авогадро.

Из этого следует, что моль молекул различных газов при одних и тех же условиях занимает одинаковый объём. Этот вывод был подтверждён опытными данными. Это второе следствие из закона Авогадро.

Объём, занимаемый молем газа при нормальных условиях (температура 0 ° С, давление 760 мм рт. ст. = 101325 Па) называют молярным объёмом. Он равен 22,4 литра.