Ознакомительная версия. Доступно 15 страниц из 71
Дальнейшее развитие идеи о том, что все тела состоят из мельчайших частиц, ранее называвшихся корпускулами, появляется в 1661 г. в трудах Роберта Бойля, а затем в работах М. В. Ломоносова, Дж. Дальтона, Ж. Гей-Люссака. Наибольший вклад в развитие этих понятий внес А. Авогадро (1776–1856). О нем следует рассказать более подробно, поскольку с помощью рассуждений он сумел открыть фундаментальный закон, основываясь на не очень обширных экспериментальных данных, доступных в его время. Ему удалось свести воедино и осмыслить работы двух предшественников. Первый – это Дж. Дальтон (1766–1844), определивший соотношение элементов в ряде простых соединений с помощью введенных им относительных атомных масс. Второй ученый – Ж. Гей-Люссак (1778–1850), который в 1805 г. сформулировал следующий закон: газы в процессе реакции соединяются в простых объемных отношениях.
Иначе говоря, реакция водорода с хлором происходит при соотношении их объемов 1:1, объемов водорода с кислородом – 2:1 и т. д. Разумеется, как настоящий исследователь, он отмечал, какой объем занимает полученный газ. Объемы всех газов он измерял в одинаковых условиях, поскольку уже отлично знал, как объем газа зависит от температуры (это первый газовый закон Гей-Люссака, который изучают в начальном курсе физики).
Забудем наше современное знание химии и будем следить только за изменением объемов.
Из 1 л водорода и 1 л хлора образуется 2 л хлорида водорода (HCl).
Из 1 л кислорода и 1 л азота получается 2 л оксида азота (NO).
Происходит простое суммирование объемов. Далее закономерность нарушается.
Из 2 л оксида углерода и 1 л кислорода получается 2 л диоксида углерода CO2 (из 3 л получили 2 л).
Из 2 л водорода и 1 л кислорода – 2 л водяного пара (вновь не хватает 1 л).
В полученных результатах Гей-Люссак не сумел почувствовать закономерность, зато она не ускользнула от Авогадро. Чтобы создать стройную картину, он использовал те соотношения элементов в полученных газах, которые были установлены Дальтоном с помощью введенных им относительных атомных масс. Если свести воедино имеющиеся сведения, то получится на первый взгляд бессистемная таблица.
Как можно вывести какую-либо закономерность из представленных данных? По существу, это логическая задача, которая даже в наше время трудна для человека, не знакомого с химией. Авогадро сумел справиться с ней блестяще.
Не будем забывать, что во времена Авогадро не существовало современных химических формул и, кроме того, не были сформулированы понятия атома и молекулы, что значительно затрудняло словесное изложение его логических построений.
Смелое допущение, которое сделал Авогадро, состояло в том, что исходные газы – водород, азот, кислород и хлор – не простые, а составные, иначе говоря, они состоят не из одной, а из двух частиц (то есть атомов). Как только он допустил, что они двухатомны, картина сразу прояснилась. Фактически он сумел изобразить все реакции, только представил все не в виде формул, а в словесном описании. Естественно, он руководствовался законом сохранения вещества, установленным ранее А. Лавуазье. В современном написании все выглядит просто и вполне привычно (рис. 9.8).
Обратите внимание, как строго стали соответствовать экспериментальные данные (объемы исходных и полученных газов) коэффициентам в уравнениях реакций: из 1 л водорода и 1 л хлора образуется 2 л хлороводорода. Все удалось привести в систему. Фактически с помощью рассуждений Авогадро открыл, что исходные газы двухатомны. После этого в рассуждениях наступил решающий этап.
В 1 л водорода содержится некое количество частиц, и они занимают объем 1 л. В образовавшихся 2 л хлористого водорода также содержится некое количество частиц, но уравнение реакции показывает, что их вдвое больше, чем двухатомных частиц водорода. Если мы возьмем половину всех образовавшихся частиц хлористого водорода, то они займут, естественно, объем вдвое меньший, то есть 1 л, и в нем будет содержаться вдвое меньше частиц хлористого водорода, то есть ровно столько же, сколько было взято частиц водорода.
Эти рассуждения, приведенные в семи вышестоящих строках, все же требуют для понимания некоего умственного напряжения. Поразительно то, что Авогадро сумел заметить закономерность, не имея возможности записать все в виде компактных формул. Окончательный вывод: в объеме 1 л помещается одинаковое количество частиц и водорода, и хлористого водорода. Проведенное рассуждение полностью справедливо в отношении всех газов. Теперь мы можем сформулировать сам закон: равные объемы газов (при одинаковых температуре и давлении) содержат одинаковое количество частиц, то есть молекул. В результате произошло четкое разделение понятий «атом» и «молекула». Двухатомные газы представляют собой молекулы, и эти понятия стали фундаментальными в атомно-молекулярном учении. Если для выведения закона все же требуется некоторое усилие мысли, то окончательная формулировка, предложенная Авогадро в 1811 г., предельно проста и понятна.
Амедео Авогадро почти всю жизнь провел в Турине, где около 30 лет возглавлял кафедру университета. Это был исключительно скромный, лишенный честолюбия человек, сохранивший до глубокой старости интерес к науке и творческую активность. Судьба закона при жизни Авогадро была печальной: закон попросту не поняли либо, скорее всего, не обратили на него внимания. Вероятно, самая жаркая критика и резкое неприятие лучше, чем равнодушие и забвение.
Спустя почти 50 лет известный итальянский химик С. Канницаро обратил внимание ученых на результаты работы Авогадро, и закон получил широчайшее распространение. Из этого закона следует один важный вывод. Допустим, вы начали определять плотность различных газов, то есть массу 1 м3 каждого газа. Экспериментально найденные плотности, естественно, различаются между собой. Теперь вспомним закон Авогадро – в каждом кубометре газа одинаковое количество частиц, независимо от химической природы газа. Следовательно, плотности различаются только потому, что различны молекулярные массы взятых газов. Полученный вывод позволяет взять один газ с известной молекулярной массой (например, водород) и путем сопоставления плотностей вычислить молекулярные массы других газов (метана, этана, пропана). Созданный закон открыл широкие возможности для экспериментальной химии. В 1911 г. в Турине состоялся международный химический съезд, посвященный столетию открытия закона Авогадро, были изданы труды ученого и открыт памятник.
Логика Авогадро оказалась безупречной, а правильность его закона позже подтвердил Дж. Максвелл расчетами на основе кинетической теории газов. Затем были получены и экспериментальные подтверждения (например, основанные на исследовании броуновского движения), определено количество частиц, содержащихся в моле каждого газа. Эту константу 6,02•1023 назвали числом Авогадро, увековечив имя проницательного исследователя.
Ознакомительная версия. Доступно 15 страниц из 71
