О.Н. Зефирова - Краткий курс истории и методологии химии (1118122), страница 14
Текст из файла (страница 14)
лмомно-моле ладное учение что число молекул' в одинаковых объемах любых газов (при одинаковых условиях) всегда одинаково. Соответственно, расстояние между молекуламн (если пренебречь нх собственными размерами) одинаково для любых гаюв. Хотя Авогадро, так же как и Дальтон, придерживался теории тепло- рода, он, однако, считал, что теплородные оболочки не настолько отличаются по своему объему, чтобы повлечь за собой различие в расстояниях между молекулами.
Гипотеза Авогадро привела его к выводу о том, что относительное число «простых молекул» (атомов) в соединении непосредственно вытекает из объемных соотношений образующих его газов. Исходя из этого, Авогадро предложил способ определения относительных молекулярных масс веществ в газообразном (парообразном) состоянии.
Он писал, что отношение масс молекул таково же, что н отношение плотностей газов прн одинаковых давлениях и температурез. Вторая важная идея, высказанная Авогадро, заключалась том, что частицы газов не обязательно соединяются друг с другом целиком. Для объяснения ;:';-":::!::, несоответствий в обьемах продуктов газофазных реакций синтеза воды, окиси азота н др. он ввел ""-'Зз предположение о том, что молекулы простых -Ф газов образованы не нз одной, а нз некоторого числа частиц (объедииенных в одну притяжением).
Соответственно, в процессе реакции возможно деление молекул простых веществ на компо::: '-„';":; -",-ф„..„;.,:"; иенты. (Авопщро специально не уточнял пределов Рис. Ж А.Авогадро делимости молекул, хотя в одной нз работ писал, что при взаимодействии газообразного кислорода и водорода происходит деление их молекул надвое). Молекулярная теория Авогадро очень долгое время не получала распространения среди химиков, Среди причин непопулярности этой теории называют формулировку гипотезы Авогадро в контексте уже устаревшего учения о теплороде, отсутствие независимого метода определения молекулярных масс и независимых экспериментальных доказательств многоатомности молекул простых газов.
Наиболее же существенным препятствием распространению взглядов Авогадро считают отсутствие четкого разграничения между понятиями «атом» и «молекула». Эта проблема заключалась не столько во взаимозаменяемости терминов катом» н емоле- 3 Для обозначения понятий н атом», и молекула» Авогадро использовал термин «молекула», иногда конкретизируя его: элементарная мсаекула (атом! и кятеерптвяая молекула (молекуяш.
В ! 8!4 г. французский физик М. Ампер, повидимому, независимо от работ Авогадро, высказал близкие идеи. 7.3. Рефарма сиен«им анониме весов куля» в работах того периода, сколько в отсутствии четкого понимания того факта, что «молекула Авогадро» является принципиально другой структурной единицей вещества по сравнению с «дальтоновским атомом». Атомистика Х1Х в. фактически предполагала наличие только двух основных уровней организации вещества: макротела и атома. Хотя мышление химиков постепенно приближалось к представлению о молекуле, однако она понималась именно как «сложный атом» и не осознавалась как некая новая целосгность, которая может быть хараперна и для простых тел. Поэтому идеи о делимости молекул многих простых тел, привнесенные в теоретическую химию как бы с другой, непривычной и не очень ясной молекулярной стороны, оказались, в основном, невоспринятыми химиками-атомнстами, склонными придерживаться альтернативной атомнстической гипотезы Дальтона н Берцелиуса.
(Для объединения обеих теорий необходимо было отказаться от исходного методологического положения и осознать, что атом и молекула представлеот собой качественно различные ступени организации вещества). В результате вплоть до середины 1840-х гг. можно указать лишь единичные обращения к гипотезе Авогадро. Так, в 1826 г, французский химик Ж.Б. Дюма предложил метод определения атомного веса тел по плотности их паров в газо- или парообразной форме, применимый ко многим веществам.
в том числе органическим. При этом в основу своего метола Дюма положил гипотезы. по существу, совпадающие с обеими гипотезами Авогадро. При этом Дюма (фактически так же, как и Авогадро), считал, что образующиеся при делении молекул частицы не следует рассматривать как предел деления веществ. В 1833 г. французский ученый М.А. Годэн в одной из своих работ высказал мысль о том, что при одинаковом давлении и температуре молекулы газообразных тел находятся иа одном и том же расстоянии. Он заключил„что молекулы простых газов состоят по меньшей мере нз двух атомов, и при соединении их друг с другом каждая образующаяся молекула делится надвое. Важно отметить, что Годэн впервые обратил внимание на необходимость четкого и разграничения солержания понятий «атом» и «молекула». Однако эта работа так же как и работы Авогадро, по-видимому, не привлекла внимания химиков, 7.3.
Реформа снстемы атомных весов Существование различных систем атомных Атомные веса нлн весов в первой половине Х1Х в. вносило серьэнннналенты? езные осложнения в практику химических исследований (нскоторые значения атомных весов в различных системах приведены в таблице). Особенно это стало заметно к 1840-м и .. когда химические эквиваленты, в частности.
предложенные Л. Гмелнным. получилн широкое распространение в химической ГЛАВА 7. Атомно-молекулярнаеучение литературе~. Ситуация осложнялась н тем, что само понятие эквивалент понималось по-разному: как соединительный вес, как атомный вес. как равнозначные количества вещества в реакциях замещения и т.п. В зависимости от принятой системы формулы соединений (минеральных и органических) составлялись по-разному и, соответственно. для одних и тех же веществ могло существовать несколько разных формул. В таких условиях некоторые ученые высказывали сомнения в необходимости и целесообразности установления числа атомов в соединениях (поскольку не было средств для однозначного определения истинного числа атомов в инх). Важно подчеркнуть, что в 1840-х |т.
разнобой в определении формул соединений стал серьезно задерживать развитие органической химии, в которой был уже накоплен большой эмпирический материал. нуждавшийся в обобщении и систематизации. Именно в рамках органической химии в конце 1840-х — начале 1850-х гг. произошло возрождение и развитие атомно-молекулярных прелставлений, которое было связано, главным образом, с работами французских химиков Ш.
Ф. Жерара и О. Лорана. В ходе своих исследований Ш. Жерар пришел к Работы выводу, что в качестве общей меры для изучения Ш. Жерара н свойств и составов органических веществ атомные (') Дарана веса представляют больше улобства по сравнению с системой эквивалентов. К этому выводу его привело обнаружение того факта, что количества выделяемых в органических реакциях углекислоты и воды соответствуют всегда двум (или четному числу) эквивалентов (например, вместо НэО выделяется обычно Н„Оз, вместо СОз — СзОа). Ш. Жерар предположил, что зто объясняется ошибками в принятых эквивалентах углерода и кислорода и прелложил увеличить вдвое принятые значенив эквивалентных весов этих элементов и, соответственно, исправить формулы органических соединений.
Новые атомные веса Жерара в большинстве случаев совпадали с атомными весами Берцелиуса. Эквиваленты Гнедина, блике всего оодходна~онс к соединительным весам, чнсдсино были равны уменьшенным вдвое атомным весам Берцелиуса дда ркла элементов, а тоы числе дда осноаных, аходащнх а сосках органических соединения. 5б 7.3. Реформа сыстлемы атомггых весов Ознакомившись с идеями Ш. Жерара, О. Лоран предложил использовать в записи химических реакций обозначения половинных объемов эквивалентов простых газов (Нш, С!ш). В середине 1840-х гг. он пришел к мысли о существовании лвойных молекул этих веществ (Нъ С!з) н высказал предположение о том, что в реакциях такие молекулы могут делиться на два атома. «Даже если допустить, — писал Лоран, — что существует прелел делимости материи. мы не обязаны считать атомы химиков таким пределом, и мы вполне будем в состоянии понять причину закона определенных пропорций, предположив, что химические атомы на самом деле представляют собой молекулярные группы, составленные из некоторого числа меньших атомов».
В одной из последующих статей, пользуясь обозначениями Берцелиуса, Лоран предложил уравнения с обозначениями двухатомных молекул газообразных простых тел; (НН) + (С!С1) = (НС)) + (НС1) (НН) + (НН) + (ОО) = (НН)О+ (НН)О Используя новые химические формулы, которые начал применять Ш. Жерар, О. Лоран проиллюстрировал принципиальное различие между понятнямн атом и эквивалент. Он показал, например, что атом кислорода эквивалентен атому серы, а атом водорода — атому галогена, но каждый атом первой пары эквивалентен двум атомам второй пары. Таким образом, Ш. Жерар и О. Лоран в середине ! 840-х - нач.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
