книги / Неорганическая химия

нию Пруста, состав сложных веществ оказывается строго опре­ деленным и постоянным, независимо от времени, места и спосо­ ба его получения. Между К. Бертолле и Дж. Прустом возник спор, длившийся 8 лет (1801— 1808) и закончившийся победой Пруста.

"Установленный Прустом закон постоянства состава химиче­ ских соединений может быть сформулирован следующим обра­ зом: каждое химическое соединение, независимо от способа его получения, имеет один и тот же постоянный состав. Последую­ щее развитие химии показало, что закон постоянства состава химических соединений, будучи точным и оставаясь справедли­ вым до настоящего времени, имеет строго определенные грани­ цы своего приложения. Исследования Д. И. Менделеева (1834— (1907), Д. П. Коновалова (1856— 1929) в области растворов и особенно работы Н. С. Курнакова (1860— 1941) в области раст­ воров и сплавов позволили прийти к утверждению, что наряду с соединениями постоянного состава, т. е. с определенными хими­ ческими соединениями, существует многочисленный класс со­ единений переменного состава, или неопределенных химических соединений. Открытый Дж. Прустом закон постоянства состава приложйм только к соединениям постоянного состава и не мо­ жет быть распространен на соединения переменного состава. В свете этих фактов утверждения К. Бертолле также были спра­ ведливы, так как они относились главным образом к соедине­ ниям переменного состава. По предложению Н. С. Курнакова, соединения постоянного состава называют дальтонидами — в честь Дж. Дальтона, а соединения переменного состава бертоллидами — в честь К. Бертолле, впервые исследовавшего эти со­ единения.

Закон кратных отношений

В 1803 г. английский химик и физик Дж. Дальтон (1766—• 1844), определяя состав этилена С2Н4 и метана СН4, пришел к следующему выводу: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и то же весовое количество одного эле­ мента приходятся такие весовые количества другого элемента,

вестных тогда элементов. Полученные им данные подтвердили справедливость закона кратных отношений.

Убедительная иллюстрация закона кратных отношений — ряд кислородных соединений азота, где количества кислорода (16, 32, 48, 64, 80), приходящиеся на одно и то же количество азота (28), относятся между собою как 1: 2 : 3 : 4 : 5 .

Закон сохранения массы, закон эквивалентов, закон постоян­ ства состава химических соединений и закон кратных отноше-

Иллюстрация закона кратных отношений

ний, отображающие количественные (весовые и объемные) от­ ношения, в которых химические элементы соединяются друг с другом, получили название стехиометрических законов. Сюда же относятся законы Авогадро и Гей-Люссака (см. гл. II).

Открытие стехиометрических законов вызвало бурное развит тие химии определенных соединений и с неизбежностью приве­ ло к созданию и введению в химию атомно-молекулярной тео^ рии. Атомно-молекулярная теория дала простое и стройное .ис­ толкование стехиометрических законов, последние же в свою очередь послужили убедительным доказательством справедли­ вости атомно-молекулярных представлений.

Глава II

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ

Т. ВОЗНИКНОВЕНИЕ И РАЗВИТИЕ АТОМИСТИЧЕСКИХ ПРЕДСТАВЛЕНИИ

Зачатки учения об атомах как неделимых частицах материи встречаются в философских системах народов таких древних стран, как Ассирия, Вавилон, Египет, Китай, Индия, культура которых достигла высокого развития более чем за 1000 лет до новой эры. Атомистические представ­ ления философов Древнего Востока в VI, V и IV вв. до н. э. были восприняв ты и развиты древнегреческими фи* лософами-материалистами Левкиппом

Платон и особенно Аристотель. Категорически отрицая сущест* вование атомов, Аристотель считал, что деление любого тела можно осуществлять до бесконечности; тем самым он от* вергал зернистое строение вещества (рис. 1). Ошибочная точка зрения Аристотеля восторжествовала и безраздельно господст­ вовала в течение более 10 столетий. Атомистическая теория бы* ла надолго забыта и возродилась лишь в XVI—XVII вв. Среди

и

первых ученых, осмелившихся, вопреки строгому запрещению церкви, разделять и открыто рас­ пространять учение об атомах, были Дж. Бруно (1548— 1600) и

Г.Галилей (1564— 1642).

В1647 г. французский фило-: соф-материалист П. Гассенди (1592— 1655) в книге «О жизни Эпикура», смело критикуя и отррн цая учение Аристотеля, подроб­ но изложил учение древнегрече-: ских атомистов. Развивая далее положения античной атомистики, Гассенди наряду с атомами, при­ знавал существование более крупных частиц — молекул, обра­

мистические взгляды П. Гассенди, развил их своими опытами и наблюдениями в так называемую корпускулярную теорию. Атомистических взглядов придерживались также великий сооте-- чественник Р. Бойля — И. Ньютон (1643— 1727) и швейцарский физик член Петербургской академии наук Д. Бернулли (1700— 1728).

Гениальный русский ученый М. В. Ломоносов, развивая ато* мистические представления. своих предшественников, наиболее полно сформулировал основные положения корпускулярной тео­ рии строения вещества и лоследовательно применил их для объ­ яснения физических и химических явлений. Ломоносов утверж­ дал, что все вещества состоят из мельчайших частичек — «кор­ пускул», которые в свою очередь состоят из еще более мелких частиц — «элементов». В «элементах математической химии» (1741) он дает определение этих понятий: «Элемент есть часть тела, не состоящая из каких-либо других меньших и отличаю­ щихся от него тел». «Корпускула есть собрание элементов, об­ разующее одну малую массу». Корпускула, в понимании Ломо­ носова, соответствует современной молекуле, а элемент («нача­ ла») — атому.

«Корпускулы однородны, если состоят из одинакового числа одних и тех же элементов, соединенных одинаковым образом». Легко понять, что эта формулировка имеет в виду простое ве­ щество. Понятию же сложного вещества соответствует опреде­ ление: «Корпускулы разнородны, когда элементы их различны и соединены различным образом или в различном числе; от это­ го зависит бесконечное разнообразие тел».

Все свойства веществ, их физическую и химическую природу Ломоносов объяснял движением и взаимодействием корпускул (молекул) и элементов (атомов). Поэтому изучение мельчайших частиц, слагающих вещества, составляет, по мысли Ломоносов ва, основную задачу химии.

Следующей ступенью в развитии атомистических представ­ лений были работы выдающегося английского химика и физи­ ка Дж. Дальтона. Не зная о работах Ломоносова, но будучи приверженцем атомистических взглядов И. Ньютона, Дальтон для объяснения открытого им закона кратных отношений вы­ двинул атомистическую теорию и изложил ее в работе «Новая система химической философии» (1803— 1804). Согласно Даль-> тону, все вещества состоят из мельчайших частичек — атомов. Каждый химический элемент состоит из присущих только ему простых атомов, отличных от атомов других элементов. Таким образом, п р о с т о й а т о м е с т ь н а и м е н ь ш а я ч а с т и ­ ца х и м и ч е с к о г о э л е м е н т а , в х о д я щ а я в с о с т а в с о е д и н е н и й и п о л у ч а ю щ а я с я из э т и х с о е д и н е ­ ний. Каждое химическое соединение состоит из лишь ему при­ сущих сложных атомов, тождественных между собой, но отлич­ ных от сложных атомов другого соединения. Сложный атом Дальтона соответствует корпускуле Ломоносова и современной молекуле.

Корпускулярную теорию Ломоносов дополнил кинетическими представлениями; элементы и корпускулы обладают движением, наличие которого объясняет многие свойства простых.и сложных веществ. В атомистической теории Дальтона кинетические пред­ ставления отсутствуют. Таким образом, взгляды Ломоносова на строение вещества более совершенны и ближе к современным представлениям, чем взгляды Дальтона.

Большая заслуга Дальтона заключается в том, что он впер­ вые ввел в химию понятие об атомном весе, как относительной массе атомов по сравнению с массой атома водорода ^-самого легкого элемента. На основании количественных исследований Дальтона соответствует корпускуле Ломоносова и современной ментов. Он же предложил условное обозначение (символы) ато­ мов химических элементов в виде кружков с точками, линиями или первыми буквами английских названий элементов внутри кружков, а для «сложных атомов» (молекул) — формулы в виде сочетаний символов химических элементов, входящих в состав данного вещества (рис. 2). Однако эти обозначения не получили распространения, так как вскоре (1814) шведский химик Я. Бер­ целиус предложил более простую систему условных обозначе­ ний— начальные буквы латинских (редко греческих) названий химических элементов. Эта система оказалась настолько удоб-. ной, что сразу же стала широко применяться и в настоящее вре­ мя является международным языком химии.

была принята массы атома кислорода, получившая назва­ ние международной кислородной единицы.

В настоящее время за единицу атомных весов вместо кисло­ родной единицы принята углеродная физическая единица, рав­

Закон объемных отношений Гей-Люссака. К концу XVIII в. были известны газы водород, азот, кислород, хлор, углекислый газ и др. К этому же времени были открыты и некоторые зако­ номерности в поведении газов — закон Бойля — Мариотта, за­ кон Шарля — Гей-Люссака, закон парциальных давлений Даль­ тона, отображающие физические свойства газов. .

В 1805— 1808 гг. французский химик Ж. Гей-Люссак (1778— 1850) произвел многочисленные наблюдения над изменением объема газов при химических реакциях. Он обнаружил следую­ щее: один объем водорода, реагируя с одним объемом хлора, об­ разует два объема хлористого водорода; два объема водорода, взаимодействуя с одним объемом кислорода, образуют два объ­ ема паров воды; три объема водорода, реагируя с одним объен мом азота, образуют два объема аммиака; один объем кислоро­ да, взаимодействуя с одним объемом азота, образует 2 объема азота. Измерение объемов газов Гей-Люссак производил при одинаковом давлении и постоянной температуре. Результаты его наблюдений позволили сделать вывод, известный как закон объемных отношений: при постоянном давлении и неизменной температуре объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Чтобы объяснить открытый закон, Гей-Люссак предполо­ жил, что равные объемы простых газов при одинаковой темпе­ ратуре и одинаковом давлении содержат одинаковое число ато« мов. Такого же мнения придерживался и Берцелиус,

Однако гипотеза Гей-Люссака находилась в явном противо­ речии с фактами. Согласно этой гипотезе, при соединении одно­ го объема водорода, содержащего п атомов, с одним объемом хлора, содержащим также п атомов, должно получиться п «сложных атомов» хлористого водорода; в действительности же получилось 2п «атомов» хлористого водорода. Это могло бы произойти только в том случае, если, бы атомы водорода и ато­ мы хлора, образуя хлористый водород, делились пополам, и тог­ да бы двойное число атомов водорода и хлора дало двойное число «атомов» хлористого водорода. Но это противоречило ос­ новному положению атомистической теории — неделимости ато­ мов и, естественно, делало гипотезу Гей-Люссака несостоятель­ ной.

В Г811 г. итальянский физик А. Авогадро (1776— 1856) для объяснения закона Гей-Люссака высказал гипотезу, согласно которой в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содерокится одно и то же число молекул. Три года спустя эта гипотеза самостоятельно была сформулирована французским физиком А. Ампером (1775— 1836).

Гипотеза Авогадро—Ампера удовлетворительно объяснила закон Гей-Люссака, однако принятие ее влекло за собой при­ знание существования наряду с атомами другого вида мельчай­ ших частиц — молекул, а также того, что молекулы таких прос­ тых газов, как водород, кислород, азот, хлор, оказываются сложными, состоящими из двух атомов.

В теоретических представлениях химиков разных школ первой половины XIX в. не было единства. Одни придерживались толь­ ко атомистической теории (Дж. Дальтон, Я. Берцелиус), дру­ гие (среди них и молодые русские химики), наряду с атомами признавали существование молекул и тем самым принимали ги­ потезу Авогадро— Ампера; третьи, не видя преимуществ в воз­ зрениях первых и вторых, ограничивались представлением о со­ единительных весах или эквивалентах (Ж. Дюма, К. Бертолле,7 Ж. Гей-Люссак). Нередко смешивались сами понятия атом и мо­ лекула, молекулярный вес, атомный вес и эквивалент. Вследст­ вие этого состав одних и тех же соединений выражался разны­ ми формулами: так, вода изображалась тремя формулами, а ук­ сусная кислота имела 19 изображений. В связи с этим химики разных направлений порою переставали понимать друг друга. Таким образом, атомистическая теория, единодушно восприня­ тая химиками и обеспечившая успешное развитие химии в пер­ вой половине XIX в., к середине этого же столетия столкнулась

мнению, оно превратилось в источник путаницы и стало тормо­ зом в науке.

Первый международный конгресс химиков в Карлсруэ (1860). Для разрешения противоречий в сентябре 1860’ г. был созван первый международный конгресс в небольшом немецком город­ ке Карлсруэ, на котором присутствовало около 150 ученых поч-» ти из всех стран, среди них семь русских: Н. Н. Зинин, Д. И. Мен­ делеев, А. П. Бородин и др. На конгрессе активный участник национально-освободительного движения в Сицилии итальян­ ский химик С. Канниццаро (1826— 1910) доказал справедли­ вость гипотезы Авогадро и настоял на принципиальном отличии молекул от атомов. Конгресс внес полную ясность в представле-

ния об атоме, молекуле, эквиваленте, атомном и молекуляр-* ном весе, дал точные формулировки этим понятиям. Закон Авогадро был признан одним из основных законов газообразного

состояния веществ.

Решения конгресса имели огромное значение для последую­ щего развития химии. После него атомистическая гипотеза ста-* ла общепринятой теорией.

3. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ

После 1860 г. атомистическая теория дополнилась молеку­ лярной теорией. В основу атомно-молекулярной теории легло представление о существовании двух видов мельчайших час­ тиц— молекул и атомов. Таким образом, атомно-молекулярная теория через 100 с лишним лет возродила корпускулярную тео­ рию Ломоносова.

Согласно атомно-молекулярной теории, молекулой называет­ ся мельчайшая частица простого или сложного вещества, обла­ дающая весовым составом и химическими свойствами данного веществам способная существовать самостоятельно.

Нельзя думать, что молекула данного вещества является но­ сителем в с е х с в о й с т в этого вещества, т. е. не только хими­ ческих, но и физических. Каждое вещество характеризуется оп­ ределенными и постоянными для него удельным весом, темпера­ турой плавления, температурой кипения; оно может быть в лю­

ности взятой молекулы этого вещества? Конечно, нет, потому что перечисленные физические свойства вещества обусловлива­ ются громадным скоплением молекул, их взаимодействием друг с другом, а молекула, в отдельности взятая, этими свойствами не обладает..

Все молекулы одного и того же химически однородного ве­ щества одинаковы между собой, но отличаются от молекул дру­ гих веществ. Молекулы простых веществ состоят из атомов од­ ного и того же элемента, молекулы сложных веществ состоят из атомов различных элементов. Сложность молекул, число ато­ мов в молекулах различных веществ варьирует в чрезвычайно широких пределах. Например, молекулы инертных газов (эле-< ментов нулевой группы периодической системы) гелия, неона, аргона, криптона, ксенона и радона, а также молекулы боль­ шинства металлов в парообразном состоянии состоят из одно-* го атома; молекулы таких простых газов, как водород, кисло­ род, азот, хлор, состоят из двух атомов; молекулы фосфора, мышьяка — из четырех атомов, серы — из восьми. Молекулы соединений содержат еще большее разнообразие атомов. Более

ществ дробятся на составляющие их атомы. Атом же не может быть химическим путем разложен на более мелкие частицы. По­ этому атомы можно рассматривать как предел химического де­ ления. Иначе говоря, атомом называется наименьшая частица химического элемента, обладающая свойствами этого элемента и входящая в состав молекул простых и сложных веществ.

Таким образом, атом — мельчайшая частица, характеризую-, щая химический элемент, так же как молекула — мельчайшая частица, характеризующая вещество.

Количественной характеристикой атома химического элемен­ та является атомный вес, выраженный в углеродных единицах. Молекулы состоят из атомов, следовательно, масса молекулы может быть выражена в тех же углеродных единицах. Масса молекулы данного вещества, выраженная в углеродных едини­ цах, называется молекулярным весом этого вещества.

Наряду с атомным и молекулярным весами, в химической практике для различного рода количественных расчетов поль­ зуются особыми единицами массы: для элемента — грамм-ато­ мом, для простых и сложных веществ — грамм-молекулой.

Грамм-атом — это масса элемента в граммах, численно равная атомному весу. Грамм-атомы всех элементов содержат одинако­ вое число атомов. Грамм-молекула (сокращенно моль) — это масса вещества в граммах, численно равная молекулярному ее-

су. Грамм-молекулы всех веществ содержат одинаковое число молекул.

Определение молекулярного веса веществ в газообразном или парообразном состояниях. На основе закона Авогадро был создан один из наиболее распространенных методов определе­ ния молекулярных весов газов и паров.

Если взять 1 л испытуемого газа, молекулярный вес М кото­ рого требуется определить, и 1 л водорода (наиболее легкого из всех газов), молекулярный вес Н которого равен 2,016, то согласно закону Авогадро, в равных объемах этих газов будет содержаться одинаковое число молекул. ДЪпустим, что это чис­ ло молекул равно х. Взвесив взятые газы, обозначим вес 1 л ис*

Аналогично этому, вес 1 л водорода С} равен произведению веса одной молекулы водорода Л на число молекул х:

<2= Нх,