Взаимосвязь естественнонаучных и гуманитарных типов культур

Атомные и молекулярные массы обычно приводятся без обозначения единицы измерения.

Моль - это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С. В одном моле любого вещества содержится 6,02Ч10²³ структурных единиц. Число 6,02Ч10²³ называется числом Авогадро. Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, следует различать моль атомов Н, моль молекул Н₂, моль ионов Н⁺. В моле атомов, молекул, ионов водорода содержится атомов, молекул, ионов водорода соответственно.

Масса 1 моль вещества называется молярной (или мольной) массой и выражается в г/моль. Численно масса 1 моль любых структурных единиц равна массе этой структурной единицы, выраженной в а.е.м.

Одним из важнейших законов химии является закон постоянства состава: всякое химически чистое индивидуальное вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Исходя из представлений атомно-молекулярной теории, это означает, что каждое химически чистое вещество состоит из одинаковых молекул, в состав которых входят атомы определенных элементов. При этом соотношение между числом атомов каждого элемента и, следовательно, соотношение между их массами определяются молекулярной формулой вещества и остаются постоянными независимо от количества вещества и способа его получения.

Вещества способны вступать между собой в химические реакции. Процессы, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных своим составом и свойствами, называются химическими. В основе химических процессов (реакций) лежит закон сохранения массы вещества: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Этот закон является частным случаем основополагающего закона природы - закона сохранения материи.

Закон сохранения массы вещества в химии выражается в составлении уравнения реакции, которое показывает, какие вещества и в каком количественном соотношении участвуют в данном процессе.

Химическое уравнение состоит из двух частей, соединенных знаком равенства. В левой части записываются формулы веществ, вступающих в реакцию, а в правой - формулы веществ, образующихся в результате реакции. Согласно закону сохранения массы вещества, число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. Для этого в случае необходимости подбирают и расставляют перед формулами исходных и конечных веществ коэффициенты, которые называются стехиометрическими коэффициентами.

Химические уравнения можно складывать и вычитать как обычные алгебраические уравнения, если продукты одной реакции являются исходными веществами для другой. В этом случае расставляются удобные для сложения или вычитания коэффициенты.

Если в реакции участвуют газообразные вещества, то на основании уравнения реакции можно определить не только массы реагирующих газов, но их объемы. Объем газа зависит от его количества, давления и температуры. Количественные расчеты объемов газообразных веществ, участвующих в химической реакции, базируются на законе Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одинаковой температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.

В соответствии с законом Авогадро одинаковое число молекул газа занимает при одних и тех же условиях одинаковый объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое число частиц. Отсюда следует важный вывод (следствие из закона Авогадро): при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем. Поскольку объем данной массы газа зависит от давления и температуры, то при расчетах по химическим реакциям с участием газообразных веществ необходимо указывать условия, при которых находится газ. Наиболее употребительными являются так называемые «нормальные» условия (н.у.). К нормальным условиям относятся: температура 0⁰С (273К) и давление, равное 1^.10⁵ Па (1 атм, 760 мм рт. ст.).

Объем 1 моль любого газообразного вещества при нормальных условиях (н.у.) равен 22,4л. Этот объем называется молярным или мольным объемом газа при нормальных условиях.

Вещества, способные распадаться в растворе или в расплаве на заряженные частицы (ионы), называются электролитами. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные - анионами. Катионами являются ионы водорода, Н⁺, ион аммония, NН⁺₄, ионы металлов, например, Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺. К анионам относятся гидроксид-ион, ОН^-, ионы кислотных остатков, например, Cl^- , NO₃^-, SO₄^2-.

Свойства ионов резко отличаются от свойств атомов соответствующих элементов. Так, натрий и калий разлагают воду с выделением водорода, а ионы Na⁺ и K⁺такими свойствами не обладают.

Процесс распада молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией. Она является обратимым процессом, т.е. в растворе или расплаве одновременно протекают две реакции: распад молекул на катионы и анионы (КА К⁺+ А^-) и ассоциация (соединение) ионов в молекулы (К⁺ + А^- КА). Поэтому уравнение реакции электролитической диссоциации записывается следующим образом: КАК⁺+А^-; знак указывает на обратимость процесса.

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов одновременно присутствуют не только ионы, но и молекулы, не распавшиеся на ионы. Способность молекул данного электролита диссоциировать в растворе или расплаве характеризуется степенью диссоциации . Степенью диссоциации называется отношение числа молекул (молей) электролита, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул (молей). Степень диссоциации выражается либо в долях единицы, либо в процентах.

Все электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически нацело, степень их диссоциации близка к единице (100%). В растворах сильных электролитов содержатся преимущественно ионы, недиссоциированных молекул практически нет. Слабые электролиты характеризуются малой степенью диссоциации, поэтому в растворе присутствует значительное количество непродиссоциированных молекул.

К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Образовавшийся при диссоциации кислоты анион называется кислотным остатком. Так, при диссоциации азотной кислоты (HNO₃) образуются ион водорода Н⁺ и анион NO₃^- (нитрат-ион)

HNO₃ Н⁺+ NO₃^-.

Кислоты делятся на кислородосодержащие и бескислородные. Например, серная (H₂SO₄) и азотная (HNO₃) кислоты - кислородосодержащие, а соляная (HCl) и сероводородная (H₂S) - бескислородные.

Кислоты различают по основности. Основность кислот определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл.

Кислоты бывают разной силы, что характеризуется их степенью диссоциации. У сильных кислот степень диссоциации близка к единице, а у слабых - значительно меньше единицы. Слабые кислоты диссоциируют ступенчато. Например, угольная кислота диссоциирует в две ступени:

Названия кислотных остатков, полученных при ступенчатой диссоциации кислот, образуются прибавлением приставки гидро- или дигидро- (по числу оставшихся в анионе ионов водорода) к названию кислотного остатка, полученного при полной диссоциации кислоты.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (ОН^-). Основания имеют формулу Me(OH)_n, где Ме - ион металла; ОН^- - гидроксильная группа; n - количество гидроксильных групп, численно равное заряду иона металла (n+), например, K⁺OH,Ca²⁺(OH)_2.

Названия гидроксидов образуются из слова гидроксид и названия металла: NaOH - гидроксид натрия, Ba(OH)₂ - гидроксид бария. Если металл имеет переменную степень окисления, то в скобках указывается римской цифрой степень окисления металла в данном основании: Fe(OH)₂ - гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ - гидроксид железа (III). Число гидроксильных групп в формуле основания определяет его кислотность. Например, NH₄OH - однокислотное основание, Cu(OH)₂ - двухкислотное.

Основания подразделяются на растворимые и нерастворимые, а также сильные и слабые. Так, все гидроксиды 1А группы Периодической системы элементов Д.И. Менделеева, например, NaOH, KOH, а также гидроксиды щелочно-земельных металлов, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ - хорошо растворимые соединения и сильные электролиты. Они называются щелочами. Большинство гидроксидов других металлов плохо растворяются в воде и являются слабыми электролитами. Гидроксид аммония, NH₄OH, диссоциирующий по уравнению NH₄OH NH₄⁺+OH^-, является слабым электролитом, но хорошо растворим в воде.

Существуют гидроксиды, способные проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований. Такие гидроксиды называются амфотерными. К ним относятся, например, Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и др.

Солями называются электролиты, полученные при замещении ионов водорода в кислоте на ионы металла или гидроксид-ионов основания на анионы кислотного остатка. При полном замещении образуются средние соли, например, K₂SO₄, Al(NO₃)₃, CuCO₃. Средние соли состоят из ионов металла и ионов кислотного остатка, полученного при полном отщеплении всех ионов водорода в процессе диссоциации кислоты.

Названия средних солей складываются из названия кислотного остатка и названия металла. При этом, если металл имеет переменную валентность, то она указывается римской цифрой. Например, K₂SO₄ - сульфат калия, Al(NO₃)₃ - нитрат алюминия, CuCO₃ - карбонат меди (II).

При неполном замещении водорода в кислоте на металл образуются кислые соли. В этом случае кислотный остаток содержит один или два иона водорода, и соли называются в соответствии с названиями анионов, например, K₂HPO₄ - гидрофосфат калия, KH₂PO₄ - дигидрофосфат калия. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты.

Основные соли являются продуктом неполного замещения гидроксид-ионов в основании на анионы кислотного остатка. В основных солях катион состоит из иона металла и одного или двух гидроксид-ионов. Если в состав катиона входит один гидроксид-ион, то к названию металла добавляется приставка гидроксо- , а если два, - то дигидроксо-, например CuOHCl - хлорид гидроксомеди (II), Al(OH)₂NO₃ - нитрат дигидроксоалюминия. Основные соли образуют только многокислотные основания.

Помимо средних, кислых и основных солей, существуют также двойные, смешанные и комплексные соли, которые в данной работе не рассматриваются.

Кислоты, основания и соли - это электролиты. К неорганическим соединениям относится еще один класс соединений, которые не являются электролитами, - оксиды. Оксидами называются вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Примеры оксидов: NO, NO₂, Mn₂O₇, ZnO, K₂O.

Названия оксидов образуются из слова “оксид” и названия элемента, образующего оксид, с указанием степени окисления этого элемента, которая записывается в скобках римской цифрой. Так, первые три из указанных оксидов называются: NO - оксид азота (П), NO₂ - оксид азота (IV), Mn₂O₇ -оксид марганца (VII).

Оксиды по химическим свойствам подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие, или безразличные. К солеобразующим оксидам относятся такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или основаниями, а иногда и с кислотами, и с основаниями образуют соль. Безразличные оксиды не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относятся NO, N₂O, CO.

Солеобразующие оксиды способны образовывать соли. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды - это оксиды, которым соответствуют основания. Так, оксиду натрия соответствует основание NaOH, а оксиду кальция CaO - основание Ca(OH)₂.

Кислотные оксиды - это оксиды, которым соответствуют кислоты. Оксиду углерода (IV) - СО₂ - соответствует угольная кислота Н₂СО₃, оксиду фосфора (V) - Р₂О₅ - фосфорная кислота, H₃PO₄. Кислотные оксиды иначе называются ангидридами соответствующих кислот, например, Р₂О₅ - фосфорный ангидрид, СО₂ - угольный ангидрид.

Степень окисления элемента, образующего кислотный оксид, равна степени окисления этого элемента в соответствующей кислоте. Так, степень окисления углерода в СО₂ и Н₂СО₃ равна +4, а степень окисления фосфора в Р₂О₅ и Н₃РО₄ равна +5.

Амфотерными оксидами называются оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, проявляющие свойства как кислоты, так и основания. Так, оксид цинка ZnO - амфотерный оксид, ему соответствует амфотерный гидроксид Zn(OH)₂, оксид хрома (III) - Cr(OH)₃ - тоже амфотерен, ему соответствует амфотерный гидроксид Cr(OH)₃. Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов.

Неорганические соединения (оксиды, кислоты, основания и соли) вступают в многочисленные реакции между собой. Многие реакции между веществами происходят в водных растворах. Содержание вещества в растворе можно определить, зная его концентрацию. Одним из наиболее употребительных способов выражения концентрации является массовая доля растворенного вещества в растворе или, упрощенно, массовая доля ? это отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Массовая доля обозначается буквой и выражается в долях единицы или в процентах (по массе).

Правомерным является и другое определение массовой доли: массовая доля растворенного вещества в растворе показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 массовых единицах раствора.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Итак, гуманитарные и естественные науки, а также формирующиеся на их основе типы культур разделены весьма фундаментально. Но означает ли это, что их нужно рассматривать как антиподы, полностью несовместимые друг с другом способы освоения человеком реальности? Конечно же, нет.

Размежевание естественно-научного и гуманитарного типов культур хотя и приняло драматические формы, все же не может отменить факта их исходной взаимосвязи и взаимозависимости. Они нуждаются друг в друге как наши правая и левая руки, как слух и зрение и т.д. Они не столько противоположны, сколько, как сказал бы Нильс Бор, взаимодополнительны.

Научное понимание пространства до XX в. мало отличалось от обыденного. Евклид построил геометрию трехмерного пространства, которая находится в основе классической науки. Декарт заполнил евклидово пространство материей, находящейся в вечном движении. Ньютон представил пространство однородным, изотропным и абсолютным.

Чтобы объяснить особенности распространения света в инерциальных системах отсчета, Эйнштейн предложил свою теорию относительности. В специальной теории относительности пространство и время объединены в четырехмерный континуум, т. е. событие задается четырьмя числами -- тремя координатами и моментом времени. В рамках специальной теории относительности пространство и время имеют относительный характер. При скоростях инерциальной системы, близкой к скорости света, темп времени замедляется, а размеры укорачиваются.

На основе евклидовой геометрии была построена теория тяготения Ньютона, а неевклидовой -- общая теория относительности. Общая теория относительности утверждает, что свойства пространства определяются параметрами тел, заполняющих его. Отклонение пространства от евклидовости сказывается вблизи тяготеющих масс.

В специальной теории относительности показана взаимосвязь пространства и времени, т. е. утверждается, что нет времени вне пространства. В общей теории относительности показана взаимосвязь пространства-времени с материей. В сильных полях тяготения не только происходит искривление пространства, но и замедляется ход времени.

Химическая наука ставит своей целью создание самых экономичных и экологически чистых производств и уже имеет для этого определенный потенциал.

На своем высшем эволюционном уровне химическая наука углубляет представления о мире. Концепции эволюционной химии, в том числе о химической эволюции на Земле, о самоорганизации и самосовершенствовании химических процессов, о переходе от химической эволюции к биогенезу, являются убедительным аргументом, подтверждающим научное понимание происхождения жизни во Вселенной.

Химическая эволюция на Земле создала все предпосылки для появления живого из неживой природы. А Земля оказалась в таких специфических условиях, что эти предпосылки смогли реализоваться. Жизнь во всем ее многообразии возникла на Земле самопроизвольно из неживой материи, она сохранилась и функционирует уже миллиарды лет. Жизнь полностью зависит от сохранения соответствующих условий ее функционирования, а это во многом зависит от самого человека. Видимо, одним из проявлений природы стало и появление человека как самоосознающей себя материи. На определенном этапе он может оказывать ощутимое воздействие на среду собственного обитания, причем как позитивное, так и негативное. О генезисе жизни, ее структурных уровнях будет рассказано в следующей главе.

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1. Лавриненко В.Н. «Концепции современного естествознания»: Учебник для вузов. / Под ред. проф. Лавриненко В.Н., проф. Ратникова В.П. - 3-е изд., перераб. и доп. - М.: «ЮНИТИ-ДАНА»,2006.

2. Карпенков С.Х. «Концепции современного естествознания»: Учебник для вузов./ Изд. 2-е, испр. и доп. - М: «Высшая школа», 1997-2003

3. Найдыш В.Н. «Концепция современного естествознания» /Найдыш В.Н. - М.: «Альфа», 2007.

4. Голубев А.В. Проблема соотношения естественнонаучного и социально-гуманитарного познания // Вестник естествознания. 2009. № 2.

5. Грушевицкая Т.Г., Садохин А.П. Концепции современного естествознания: Учебное пособие. - М.: Высшая школа, 2007. - 383 с.

6. Данилова В.С., Кожевников Н.Н. Основные концепции современного естествознания: Учебн. пособие для вузов. - М.: Аспект Пресс, 2007.

7. Дубнищева Т.Я., Пигарев А.Ю. Современное естествознание. Уч. пособие. - М. «Маркетинг», 2007.

8. Карпенков С.Х. Концепции современного естествознания: Учебник.-М. Высшая школа. 2007.

9. Клинк Н.Ю. Краткий конспект лекций по КСЕ.- кафедра современного естествознания СПб ИНЖЭКОН (филиал в г. Чебоксары), 2009.

10. Конспект лекций по КСЕ. - Сост. Ревская Н.В.- СПб: Альфа. 2008.

11. Концепции современного естествознания: учебник для вузов под ред. С.И. Самыгина.- Ростов-н-Д.: Феникс, 2008, 2003.

12. Липовко П.О. Практикум по естествознанию - Ростов-на-Дону/ Феникс. 2008.

13. Лось В.А. Основы современного естествознания. Уч. пособие. М., ИНФРА, 2007.

14. Масленникова И.С., Дыбов А.М., Шапошникова Т.А. Концепции современного естествознания. - СПб, СПбГИЭУ. 2008.

15. Рузавин Г.И. Концепции современного естествознания: Учебник для вузов. - М.:ЮНИТИ,2009.

16. Торосян В.Г. Концепции современного естествознания. М.: Высшая школа, 2009.

Размещено на Allbest.ru