nekrasovI (Б.В. Некрасов - Основы общей химии), страница 6

Для этого следовало прежде всего найти массы атомов различных элементов, если не абсолютные, то хотя бы от н о с и те л ь н ы е (так называемые атомные веса). Последние можно было определить, приняв массу атома какого-нибудь элемента за единицу и выразив массы атомов других элементов в этих условных единицах. Наиболее легким из элементов является водород; поэтому То обстоятельство, что элементы входят в соединения некоторыми определенными порциями, приводило к выводу о п рер ы в ном строении вещества. Этот вывод н был сделан Дальтоном, который на основе собранного им обширного экспериментального материала ввел в химию представление об атомах как мельчайших частицах, из которыы х о бра зова н ы все вещества.

«Теория кратных отношений осталась бы без атомистической теории чистой мистикой»,— писал он в письме к одному нз крупнейших химиков первой половины Х(Х века — Берцелиусу. 20 д Введение. Атомно-молекулярная теория естественно, что за единицу атомных весов была первоначально принята масса атома водорода. Однако при установлении атомных весов других элементов встретились затруднения.

Известные данные, что водород соединяется с кислородом в весовом отношении 1: 8, оказались недостаточными для установления атомного веса кислорода — необходимо было еще знать, скол ько атомов водорода и кислорода образуют частицу воды. Если принять, что в воде один атом водорода соединен с,'одним атомом кислорода, то атомный вес кислорода будет равен 8; если на один атом водорода приходится два атома кислорода — 4; если на два атома водорода приходится один атом кислорода — !б и т. д. Не имея возможности решить этот вопрос, Дальтон принял самое простое допущение, а именно, что вода состоит из одного атома водорода и одного атома кислорода.

Отсюда вытекало, что атомный вес кислорода оказывался равным 8. Около этого времени — в 1814 г.— Берцелиусом были введены сокращенные обозначения химических элементов начальными буквами их латинских названий. В соответствии с предположением Даль- тона вода обозначалась формулой НО. ' При определении атомного веса элемента, имеющего несколько различных эквивалентов (например, меди), возникал вопрос, какой именно из ннх следует принять за атомный вес.

Ответ мог быть дан только совершенно произвольно. Еще ббльшие затруднения встречались при установлении формчл сложных веществ. Все это показывало, что чисто весовой подход к изучению химических проблем, обосновав атомистическую теорию, не обеспечивал возможностей ее дальнейшего развития. Новый толчок развитию атомистической теории был дан работами Гей-Люссака, автора известного закона термического расширения газов («при изменении температуры на один градус объем газа изменяется на '/тг» своей величины при нуле»). Начиная с !805 г.

он занимался изучением объемных соотношений при химических реакциях между газами и в !808 г, объединил результаты своих работ в законе объемных отношений: при неизменных внешних условиях (температуре и давлении) объемы 'вступивших в реакцию газов относятся между собой и к объемам лолученных газообразных продуктов как небольшие целые числа. Закон этот привлек всеобщее внимание, так как с его помощью надеялись установить определенные величины атомных весов. Берцелиус, а вслед за ним и большинство других ученых приняли самое простое допущение, а именно, что в равных объемах элементарных газов (т. е, газов, представляющих собой простые вещества) содержится одинаковое число атомов.

Отсюда следовало, что атомные веса элементов должны относиться друг к другу как массы их равных объемов в газообразном состоянии. Однако это новое представление во многих случаях расходилось с опытными данными. Например, взаимодействие азота с кислородом, ведущее к образованию окиси азота, должно было формулироваться следующим образом; (ч + О = г(0. Из одного объема азота и одного объема кислорода (т. е, суммарно из двух объемов) должен был получаться один объем окиси азота.

Между тем объем газов при этой реакции не изменялся, т. е. из двух объемов получалось два объема. Подобное расхождение опыта с теорией имело место и для ряда других реакций. Попыткой устранения этих затруднений явилась предложенная в !811 г. гипотеза Авогадро: при одинаковых внешних условиях в равных объемах всех газов содержится равное число молекул. Гипотеза эта вводит в науку представление о молекулах как о м ел ь ч а й ш и х ч а- б 3. Атомы и молеккаы стицах веще ст в а, с по с о 6 н ы х к устойчивому с а м о стоя.

тельному су шест во в а н и ю. Авогадро принимал, что молекулы элементарных газов двух- атом н ы, т. е. состоят из двух атомов. С этой точки зрения реакцию между азотом и кислородом с образованием окиси азота следовало формулировать в виде Ма+ От = 2ХО, т. е, из двух объемов и должно было получиться два объема. Подобным же образом хорошо объяснялись результаты и других опытов Гей-Люссака.

Несмотря на это гипотеза Авогадро не была принята его современниками. Сначала против нее решительно выступил Лальтон, а затем главной причиной ее непризнания стали выдвинутые Берцелиусом (!8)2 г.) представления о природе химического взаимодействия. Предвосхищая результаты некоторых гораздо более поздних исследований, Берцелиус считал, что в основе многих химических явлений лежат явления электрические. Реакцию соединения двух элементов он представлял себе как взаимное притяжение противоположно заряженных атомов.

Атомы металлов, по Берцелиусу, имели избыток положительного заряда, атомы металлопдов — отрицательного. Исходя из этих представлении, нельзя было допустить возможности существования молекул, состоящих из од и н а к о вы х атомов. Гипотеза Авогадро не могла быть поэтому принята ранее крушения верной, в основном, для многих неорганических соединений электрохнмической теории Берцелиуса.

Крушение это подготовлялось самими стронниками электрохимнческой теории, настаивавшими на ее применимости во вс ех областях химии и ко всем случаям, что нередко приводило к противоречию с опытом. Теория Берцелиуса была опровергнута новыми данными быстро развивавшейся органической химии и окончательно оставлена около (840 г. Однако к тому времени гипотезу Авогадро почти забыли, и она возродилась только около !860 г.

(благодаря работам Канннццаро). В настоящее время эту гипотезу следует считать з а к о н о м, так как она проверена на обширном опытном материале и подтверждена им. После состоявшегося в )860 году первого международного съезда химиков лголекула получила общее признание н впоследствии стала пониматься как мельчайшая элект роне йтр ал ьн ая частица вещества, участвующая в его химических реакциях, При таком, более широком подходе, способность к устойчивому самостоятельному существованию является частным свойством большинства молекул, но не обязательным их признаком.

з Дополнения 1) Интересно отметнть, что адннм нз наиболее решительных противников предложенной Берцелиусом рацнонапьной системы химических обозначеннй быа Дальтон, Даже почтн через четверть века (в !837 г.) он писал; «Знака Бсрцеднуса ужасны, Овн представляются хаосом атомов... Ничто меня не удивляет больше, чем то, что такая система знаков палучнла распространением Это может служить хорошнм примером консерватизма в науке, нередко характернагп даже для крупных ученых. 2) Как вндно нз изложенного в основном тексте, понятие х н м н ч с с к ой молекулы не всегда совпадает с панятнем молекулы ф н за ч е с кой (способной к устой. чнвому самостоятельному сушествованню).

Обусловлено это разным подкодом обеих наук: физика рассматрнвает молекулы с а м н по себе, тогда как химия рассматрн. веет нх в о в за ям о с в язв вешеств друг с другом. Например, )тольная кислота к устойчивому самостоятельному сушествованню не способна н поэтому с фнзнческой д Вегдение. Атомно-молекулярная теория точки зрения о молеиузе НеСОз говорить нельзя. Напротив, с химической точки зре. иия имеяио молекуле НтСОт является родоизчельиипей всех производных угольной кислоты, в ее неспособность к устойчивому сзмостоятельиому существованию ие имеет приипипяельиого значения.

2 4. й1олекуляриые веса. Если равные объемы газов при одинаковых условиях содержат равное число молекул, то очевидно, что масса молекулы одного газа относится к массе молекулы другого, как масса некоторого объема первого газа к массе такого же объема второго. Отношение массы данного объема одного газа к массе такого же объема другого называется ил от н о с т ь ю первого газа по отношению ко второму. Так как наиболее легким газом является водород, его массу удобнее всего принять за основу при определении относительных масс молекул различных веществ, т. е, их молекулярных весов. Плотность по отношению к водороду обозначается Рн. Иэ сказанного следует, что отношение. молекулярного веса исследуемого газа !Мл) к молекулярному весу водорода (Мн) равно плотности газа по отношению к водороду: — *=Рн или М.

=Ми'Рн н Остается установить, из скольких атомов состоит молекула водорода. От этого зависит выбор единицы для определения молекулярных и атомных весов, так как за такую единицу рационально принять массу мельчайшей частицы водорода — его атома. Вопрос этот разрешался на основании опытов Гей-Люссака. Прн реакции, например, водорода с хлором иэ одного объема водорода и одного объема хлора образуются два объема хлористого водорода.

В зависимости от атомности молекул водорода и хлора реакция между ними должна изображаться одним из следующих уравнений: 1) Н +С! =НС! ' 2) Нз+ С!х=2НС1 3) Нз+ С!з=ЗНС1!и т. д. Очевидно, что результатам опыта удовлетворяет второе уравнение. Точно так же, только исходя из двухатомностя молекулы водорода, можно было объяснить объемные соотношения, наблюдающиеся при его реакциях с кислородом, азотом и т. д. Таким образом, если принять массу атома водорода за единицу, то масса его молекулы (Мн) должна равняться двум, и формула для вычисления молекулярных весов приобретает вид М =2Рн т.