Co oznacza znak i symbol chemiczny? Co oznaczają „znaki chemiczne”? Etymologia niektórych elementów

Znasz już symbole niektórych pierwiastków chemicznych.
Co oznacza symbol chemiczny?
1) Oznacza pierwiastek chemiczny (podaj nazwę);
2) jeden atom tego pierwiastka;
3) za pomocą symbolu można określić miejsce pierwiastka w układzie okresowym D.I. Mendelejew;
4) korzystając z układu okresowego, możesz określić względną masę atomową pierwiastka.

Spójrzmy na przykład.

Symbol pierwiastka chemicznego - Cu
1) Pierwiastek chemiczny - miedź.
2) jeden atom miedzi;
3) Miedź znajduje się w układzie okresowym pierwiastków w okresie 4, grupa 1, numer seryjny - 29.
4) Ar(Cu)=64

Podsumujmy znane nam informacje zawarte we wzorze chemicznym.

Tabela. Informacje zawarte we wzorze chemicznym.
Przykład: HNO3 - kwas azotowy

Zreasumowanie

Gratulacje, zdałeś egzamin do końca!

Teraz kliknij przycisk Weź udział w teście, aby na koniec zapisać swoje odpowiedzi i uzyskać swój wynik.
Uwaga! Po kliknięciu przycisku nie będzie można dokonać zmian.

Słowa kluczowe abstraktu: Pierwiastki chemiczne, oznaki pierwiastków chemicznych.

W chemii bardzo ważnym pojęciem jest "pierwiastek chemiczny"(słowo „element” po grecku oznacza „składnik”). Aby zrozumieć jego istotę, pamiętaj, czym różnią się mieszaniny i związki chemiczne.

Na przykład żelazo i siarka zachowują swoje właściwości w mieszaninie. Dlatego można argumentować, że mieszanina proszku żelaza i proszku siarki składa się z dwóch prostych substancji - żelaza i siarki. Ponieważ związek chemiczny siarczek żelaza powstaje z prostych substancji - żelaza i siarki, chciałbym argumentować, że siarczek żelaza składa się również z żelaza i siarki. Ale po zapoznaniu się z właściwościami siarczku żelaza rozumiemy, że nie można tego powiedzieć. Ta, powstająca w wyniku oddziaływania chemicznego, ma zupełnie inne właściwości niż substancje pierwotne. Ponieważ skład substancji złożonych nie obejmuje proste substancje, ale atomy określonego typu.

ELEMENT CHEMICZNY to specyficzny rodzaj atomu.

Na przykład wszystkie atomy tlenu, niezależnie od tego, czy wchodzą w skład cząsteczek tlenu, czy cząsteczek wody, są pierwiastkiem chemicznym tlenem. Wszystkie atomy wodoru, żelaza, siarki są odpowiednio pierwiastkami chemicznymi wodorem, żelazem, siarką itp.

Obecnie znanych jest 118 różnych typów atomów, tj. 118 pierwiastków chemicznych. Z atomów tej stosunkowo niewielkiej liczby pierwiastków powstaje ogromna różnorodność substancji. (Pojęcie „pierwiastka chemicznego” zostanie wyjaśnione i rozwinięte w dalszych uwagach).

Korzystając z pojęcia „pierwiastek chemiczny”, możemy wyjaśnić definicje: Substancje PROSTE to substancje składające się z atomów jednego pierwiastka chemicznego. Substancje złożone to substancje składające się z atomów różnych pierwiastków chemicznych.

Konieczne jest rozróżnienie pojęć "prosta sprawa" I "pierwiastek chemiczny" , chociaż ich nazwy są w większości przypadków takie same. Dlatego za każdym razem, gdy spotykamy słowa „tlen”, „wodór”, „żelazo”, „siarka” itp., Musimy zrozumieć, o czym mówimy - prostą substancję lub pierwiastek chemiczny. Jeśli na przykład mówią: „Ryby oddychają tlenem rozpuszczonym w wodzie”, „Żelazo to metal przyciągany przez magnes”, oznacza to, że mówimy o prostych substancjach - tlenie i żelazie. Jeśli mówią, że tlen lub żelazo są częścią substancji, mają na myśli tlen i żelazo jako pierwiastki chemiczne.

Pierwiastki chemiczne i proste substancje, które tworzą, można podzielić na dwie duże grupy: metale i niemetale. Przykładami metali są żelazo, aluminium, miedź, złoto, srebro itp. Metale są plastyczne, mają metaliczny połysk i dobrze przewodzą prąd. Przykładami niemetali są siarka, fosfor, wodór, tlen, azot itp. Właściwości niemetali są zróżnicowane.

Znaki pierwiastków chemicznych

Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją nazwę. Aby uprościć oznaczenie pierwiastków chemicznych, użyj symbolika chemiczna. Pierwiastek chemiczny oznacza się inicjałem lub inicjałem i jedną z kolejnych liter łacińskiej nazwy tego pierwiastka. Zatem wodór (łac. Hydroium - Hydroium) jest oznaczony literą N, rtęć (łac. hydrargyrum - hydrargyrum) - litery Hg itp. Nowoczesną symbolikę chemiczną zaproponował szwedzki chemik J. J. Berzelius w 1814 roku

W skrócie oznaczenia literowe pierwiastki chemiczne są oznaki(lub symbole) pierwiastki chemiczne. Symbol chemiczny (znak chemiczny) oznacza jeden atom danego pierwiastka chemicznego .

Chemia, jak każda nauka, wymaga precyzji. System prezentacji danych z tego obszaru wiedzy był rozwijany przez wieki, a obecny standard to zoptymalizowana struktura zawierająca wszystkie niezbędne informacje do dalszej pracy teoretycznej z każdym konkretnym elementem.

Podczas pisania formuł i równań używanie liczb całkowitych jest niezwykle niewygodne, a dziś do tego celu używa się jednej lub dwóch liter - symbole chemiczne elementy.

Fabuła

W świecie starożytnym, a także w średniowieczu naukowcy używali obrazów symbolicznych do przedstawiania różnych elementów, ale znaki te nie były ustandaryzowane. Dopiero w XIII wieku podjęto próby usystematyzowania symboliki substancji i pierwiastków, a od XV wieku zaczęto oznaczać nowo odkryte metale pierwszymi literami ich nazw. Podobną strategię nazewnictwa stosuje się w chemii do dziś.

Obecny stan systemu nazewnictwa

Obecnie znanych jest ponad sto dwadzieścia pierwiastków chemicznych, z których niektóre są niezwykle trudne do znalezienia w przyrodzie. Nic dziwnego, że już w połowie XIX wieku nauka wiedziała o istnieniu zaledwie 63 z nich i nie istniał ani jeden system nazewnictwa, ani integralny system prezentacji danych chemicznych.

Ostatni problem rozwiązał w drugiej połowie tego samego stulecia rosyjski naukowiec D.I. Mendelejew, opierając się na nieudanych próbach swoich poprzedników. Proces nazewnictwa trwa do dziś – istnieje kilka elementów o numerach od 119 wzwyż, umownie oznaczonych w tabeli łacińskim skrótem ich numeru seryjnego. Wymowa symboli pierwiastków chemicznych tej kategorii odbywa się zgodnie z łacińskimi zasadami czytania cyfr: 119 - ununenniy (dosłownie „sto dziewiętnasty”), 120 - unbiniliy („sto dwadzieścia”) i tak dalej .

Większość elementów ma swoje własne nazwy, wywodzące się z korzeni łacińskich, greckich, arabskich i niemieckich, w niektórych przypadkach odzwierciedlających obiektywne cechy substancji, a w innych pełniących funkcję nieumotywowanych symboli.

Etymologia niektórych elementów

Jak wspomniano powyżej, niektóre nazwy i symbole pierwiastków chemicznych opierają się na obiektywnie obserwowalnych cechach.

Nazwa fosforu świecącego w ciemności pochodzi od greckiego wyrażenia „wnosić światło”. Po przetłumaczeniu na język rosyjski ujawnia się sporo „wymownych” nazw: chlor - „zielonkawy”, brom - „cuchnący”, rubid - „ciemnoczerwony”, ind - „w kolorze indygo”. Ponieważ symbole chemiczne pierwiastków podano literami łacińskimi, bezpośrednie powiązanie nazwy z substancją dla osoby mówiącej po rosyjsku zwykle pozostaje niezauważone.

Istnieją również bardziej subtelne skojarzenia nazewnicze. Zatem nazwa selen pochodzi od greckiego słowa oznaczającego „Księżyc”. Stało się tak, ponieważ w naturze pierwiastek ten jest satelitą telluru, którego nazwa w języku greckim oznacza również „Ziemię”.

Niob jest również nazywany w podobny sposób. Według starożytnej mitologii greckiej Niobe jest córką Tantala. Pierwiastek chemiczny tantal został odkryty wcześniej i jego właściwości są podobne do niobu - stąd logiczne powiązanie „ojciec-córka” zostało przełożone na „związki” pierwiastków chemicznych.

Co więcej, nieprzypadkowo tantal otrzymał swoją nazwę na cześć słynnej postaci mitologicznej. Faktem jest, że uzyskanie tego pierwiastka w czystej postaci było obarczone dużymi trudnościami, dlatego naukowcy zwrócili się do jednostki frazeologicznej „mąka tantalowa”.

Kolejna ciekawostka fakt historyczny jest to, że nazwę platyna dosłownie tłumaczy się jako „srebro”, czyli coś podobnego, ale nie tak cennego jak srebro. Powodem jest to, że metal ten topi się znacznie trudniej niż srebro, dlatego przez długi czas nie znalazł zastosowania i nie miał szczególnej wartości.

Ogólna zasada nazewnictwa elementów

Patrząc na układ okresowy, pierwszą rzeczą, która rzuca się w oczy, są nazwy i symbole pierwiastków chemicznych. Jest to zawsze jedna lub dwie litery łacińskie, z których pierwsza jest duża. O wyborze liter decyduje łacińska nazwa elementu. Pomimo tego, że korzenie słów pochodzą ze starożytnej greki, łaciny i innych języków, zgodnie ze standardem nazewnictwa dodaje się do nich końcówki łacińskie.

Co ciekawe, większość symboli będzie intuicyjna dla osoby mówiącej po rosyjsku: aluminium, cynk, wapń czy magnez są łatwo zapamiętywane przez ucznia za pierwszym razem. Sytuacja jest bardziej skomplikowana w przypadku nazw, które różnią się w wersji rosyjskiej i łacińskiej. Przypomnienie sobie, że krzem to krzem, a rtęć to hydrargyrum, może zająć uczniowi dużo czasu. Będziesz jednak musiał o tym pamiętać - obraz graficzny każdy pierwiastek skupia się na łacińskiej nazwie substancji, która będzie pojawiać się we wzorach chemicznych i reakcjach odpowiednio jako Si i Hg.

Aby zapamiętać takie nazwy, warto wykonać dla uczniów ćwiczenia typu: „Połącz symbol pierwiastka chemicznego z jego nazwą”.

Inne metody nazewnictwa

Od czego pochodzą nazwy niektórych pierwiastków arabski i zostały „stylizowane” na łacinę. Na przykład sód bierze swoją nazwę od łodygi korzenia, co oznacza „bąbelki”. Arabskie korzenie można doszukać się także w nazwach potasu i cyrkonu.

Wpływ miał także język niemiecki. Od niego pochodzą nazwy takich pierwiastków jak mangan, kobalt, nikiel, cynk, wolfram. Logiczne powiązanie nie zawsze jest oczywiste: na przykład nikiel jest skrótem słowa oznaczającego „miedziany diabeł”.

W rzadkich przypadkach nazwy tłumaczono na język rosyjski w formie kalki: wodór (dosłownie „rodzący wodę”) zamienił się w wodór, a węgiel w węgiel.

Imiona i nazwy miejscowości

Ponad tuzin pierwiastków nosi imiona różnych naukowców, w tym Alberta Einsteina, Dmitrija Mendelejewa, Enrico Fermiego, Ernesta Rutherforda, Nielsa Bohra, Marie Curie i innych.

Niektóre nazwy pochodzą od innych nazw własnych: nazw miast, stanów, krajów. Na przykład: moscovium, dubnium, europ, tennessine. Nie wszystkie toponimy będą wydawać się znajome rodzimym użytkownikom języka rosyjskiego: jest mało prawdopodobne, aby osoba bez przygotowania kulturowego rozpoznała w słowie nihonium własne imię Japonii - Nihon (dosł.: Kraina Wschodzącego Słońca), a w hafni - łacińska wersja Kopenhagi. Znalezienie nawet nazwy swojego rodzinnego kraju w słowie ruten nie jest najczęstsze proste zadanie. Niemniej jednak Rosja nazywa się po łacinie Rusią, a jej imieniem nazwano 44. pierwiastek chemiczny.

W układzie okresowym pojawiają się także nazwy ciał kosmicznych: planet Uran, Neptun, Pluton, Ceres.Oprócz imion postaci z mitologii starożytnej Grecji (Tantalum, Niob) pojawiają się także ciała skandynawskie: tor, wanad.

Układ okresowy

W znanym nam dzisiaj układzie okresowym, nazwanym na cześć Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, pierwiastki są prezentowane w rzędach i okresach. W każdej komórce pierwiastek chemiczny oznaczony jest symbolem chemicznym, obok którego prezentowane są inne dane: jego pełna nazwa, numer seryjny, rozkład elektronów w warstwach, względność masa atomowa. Każda komórka ma swój własny kolor, który zależy od tego, czy podświetlony jest element s-, p-, d- czy f-.

Zasady nagrywania

Podczas zapisywania izotopów i izobarów liczbę masową umieszcza się w lewym górnym rogu symbolu pierwiastka - całkowitą liczbę protonów i neutronów w jądrze. W tym przypadku liczba atomowa, czyli liczba protonów, jest umieszczona w lewym dolnym rogu.

Ładunek jonu jest zapisany w prawym górnym rogu, a po tej samej stronie poniżej wskazana jest liczba atomów. Symbole pierwiastków chemicznych zawsze zaczynają się od dużej litery.

Krajowe opcje nagrywania

Region Azji i Pacyfiku ma własne warianty zapisywania symboli pierwiastków chemicznych, oparte na lokalnych metodach pisania. Chiński system notacji używa radykalnych znaków, po których następują znaki w ich znaczeniu fonetycznym. Symbole metali poprzedzone są znakiem „metal” lub „złoto”, gazy – rodnikiem „para”, niemetale – hieroglifem „kamień”.

W krajach europejskich zdarzają się także sytuacje, w których zapisane znaki pierwiastków różnią się od tych zapisanych w tablicach międzynarodowych. Na przykład we Francji azot, wolfram i beryl mają swoje własne nazwy w języku narodowym i są oznaczone odpowiednimi symbolami.

Wreszcie

Podczas nauki w szkole, a nawet na uczelni wyższej, wcale nie jest konieczne zapamiętywanie zawartości całego układu okresowego. Należy pamiętać o symbolach chemicznych pierwiastków, które najczęściej występują we wzorach i równaniach, i od czasu do czasu sprawdzać w Internecie lub w podręczniku te rzadziej używane.

Aby jednak uniknąć błędów i zamieszania, trzeba wiedzieć, jak zorganizowane są dane w tabeli, w jakim źródle znaleźć potrzebne dane i wyraźnie pamiętać, które nazwy elementów różnią się w wersji rosyjskiej i łacińskiej. W przeciwnym razie możesz przypadkowo pomylić Mg z manganem i N z sodem.

Aby nabrać praktyki na początkowym etapie, wykonaj ćwiczenia. Na przykład podaj symbole pierwiastków chemicznych dla losowej sekwencji nazw z układu okresowego. W miarę zdobywania doświadczenia wszystko się ułoży, a kwestia zapamiętywania tych podstawowych informacji sama zniknie.

znaki chemiczne

ZNAKI CHEMICZNE (symbole chemiczne) oznaczenia literowe pierwiastków chemicznych. Składają się z pierwszej lub pierwszej i jednej z kolejnych liter łacińskiej nazwy pierwiastka, na przykład węgiel - C (węgiel), wapń - Ca (wapń), kadm - Cd (kadm). Aby oznaczyć nuklidy, ich znakom chemicznym przypisuje się na przykład liczbę masową w lewym górnym rogu, a czasami liczbę atomową w lewym dolnym rogu. Symbole chemiczne służą do zapisywania wzorów chemicznych.

Znaki chemiczne

symbole chemiczne, skrócone oznaczenia literowe pierwiastków chemicznych. Nowoczesne Z.x. (patrz tabela) składają się z pierwszej litery lub pierwszej i jednej z kolejnych liter łacińskiej nazwy pierwiastka. We wzorach chemicznych i równaniach chemicznych każde Z. x. wyraża, oprócz nazwy pierwiastka, masę względną równą jego masie atomowej. Aby wyznaczyć izobary i izotopy do ich Z. x. liczba masowa jest przypisana od lewego górnego rogu (czasami po prawej); Liczba atomowa jest zapisana w lewym dolnym rogu. Jeśli chcą wyznaczyć nie atom neutralny, ale jon, to ładunek jonu umieszcza się w prawym górnym rogu. Liczba atomów danego pierwiastka w cząsteczce jest podana w prawym dolnym rogu. Przykłady: ═≈ pojedynczo naładowany jon izotopowy chloru (liczba atomowa 17, liczba masowa 35); ═≈ cząsteczka dwuatomowa tego samego izotopu. Izobary argonu i wapnia oznaczono odpowiednio jako ═i. Podane w tabeli Z. x. mają charakter międzynarodowy, ale wraz z nimi w niektórych krajach używane są znaki wywodzące się z krajowych nazw elementów. Na przykład we Francji zamiast Z.x. azot N, beryl Be i wolfram W to Az (azot), Gl (Glucinium) i Tu (wolfram). W USA zamiast symbolu niobu Nb często używa się Cb (Columbium). Nazwy i symbole pierwiastków o liczbach atomowych 102 i 103 („nobel” i „lawrencium”) nie są powszechnie akceptowane. Odniesienie historyczne. Chemicy świata starożytnego i średniowiecza używali obrazów symbolicznych, skrótów literowych, a także kombinacji obu do oznaczania substancji, operacji chemicznych i instrumentów (patrz. Ryż.). Siedem metali starożytności przedstawiano za pomocą astronomicznych znaków siedmiu ciał niebieskich: Słońca (złoto), Księżyca (srebro), Jowisza (cyna), Wenus (miedź), Saturna (ołów), Merkurego (rtęć), Marsa (żelazo). Metale odkryte w XV-XVIII wieku – bizmut, cynk, kobalt – oznaczono pierwszymi literami ich nazw. Znak wódki winnej (łac. Spiritus vini) składa się z liter S i V. Znaki wódki mocnej (łac. aqua fortis, kwas azotowy) i złotej wódki (łac. aqua regis, aqua regia, mieszanina kwasu solnego i azotowego kwasy) składają się ze znaku wody Ñ i wielkie litery F, odpowiednio R. Znak szklany (łac. vitrum) składa się z dwóch liter V ≈ prostych i odwróconych. Próby uporządkowania starożytnego Z.x. kontynuowano do końca XVIII wieku. Na początku XIX wieku. Angielski chemik J. Dalton zaproponował oznaczanie atomów pierwiastków chemicznych za pomocą okręgów, wewnątrz których umieszczano kropki, kreski i początkowe litery Nazwy angielskie metale itp. Z. x. Dalton zyskał pewną popularność w Wielkiej Brytanii i w Zachodnia Europa , ale wkrótce zostały zastąpione przez czysto literowe Z. kh., które szwedzki chemik I. Ya. Berzelius zaproponował w 1814 r. Wyrażane przez niego zasady sporządzania Z. kh. zachowały siły do ​​dziś; podano je na początku artykułu. W Rosji pierwsza drukowana wiadomość o Z.x. Berzeliusa wykonał w 1824 r. moskiewski lekarz I. Ya. Zatsepin. Znaki, nazwy, liczby atomowe i masy atomowe pierwiastków chemicznych Znak* Nazwa łacińska Nazwa rosyjska Liczba atomowa Masa atomowa** Znak* Nazwa łacińska Nazwa rosyjska Liczba atomowa Masa atomowa** Ac Actinium Actinium 89 [ 227] Mg Mgnesiom Magnesium 12 24.305 Ag Argentum Srebro 47 107.8680 Mn Mangan Mangan 25 54.9380 Al Aluminium Aluminium 13 26.98154 Mo Molebdaen Molibden 42 95.94 Am Ameryk Ameryk 95 N Azot Azot 7 14.0067 Ar Argon Argon 18 39 .948 Na Nat Sód 11 2 2 .98977 As Arsen Arsen 33 74.9216 Nb Niob Niob 41 92.9064 At Astat Astat 85 Nd Neodym Neodym 60 144.24 Au Aurum Gold 79 196.9665 Ne Neonum Neon 10 20.179 B Bor Bor 5 10.810 Ni Niccolum Nickel 28 58, 71 Ba Bar Bar 56 137.34 (No) (Nobel) ( Nobel) 102 Beryl Beryl 4 9.01218 Np Neptun Neptun 93 237.0482 Bi Bizmut Bizmut 83 208.9804 O Tlen Tlen 8 15.9994 Bk Berkelium Berkeley th 97 Os Osm Osm 76 190.2 Br Brom Brom 35 79.904 P Fosfor us Fosfor 15 30,97376 C Węgiel Węgiel 6 12,011 Pa Protaktyn Protaktyn 91 231,0359 Ca Wapń Wapń 20 40,08 Pb Plumbum Ołów 82 207 ,2 Cd Kadm Kadm 48 112 ,40 Pd Pallad Pallad 46 106,4 Ce Cer Cer 58 140,12 Pm Promet Promet 61 Cf Kalifornia Kalifornia 98 Po Polon Polon 84 Cl Chlor Chlor 17 3 5,453 Pr Prazeodym Prazeodym 59 140,9077 Cm Kur Kur 96 Pt Platyna Platyna 78 195, 09 Co Kobalt Kobalt 27 58.9332 Pu Pluton Pluton 94 Cr Chrom Chrom 24 51.996 Ra Rad Rad 88 226.0254 Cs Cez Cez 55 132.9054 Rb Rubid Rubid 37 85.467 8 Cu Cuprum Miedź 29 63,546 Re Ren Ren 75 186,2 Dysproz Dysproz 66 162,50 Rh Rod Rod 45 102,9055 Er Erb Erb 68 167,26 Rn Radon Radon 86 Es Einsteinium Einsteinium 99 Ru Ruten Ruten 44 101,07 Eu Europ Europ 63 151,96 S Siarka Siarka 16 32,06 F Grypa orum Fluor 9 18,99840 Sb Stib Antymon 51 121,75 Fe Żelazo Żelazo 26 55,847 Sc Skand Skand 21 44,9559 Fm Ferm Ferm 100 Se Selen Selen 34 78,96 Fr Francus 87 Si Krzem 14 28,086 Ga Gal Gal 31 69,72 Sm Samar Samar 62 150,4 Gd Gadolin Gadolin 64 157,25 Sn Stan Cyna 50 118,69 Ge German German 32 72,59 Sr Stront Stront 38 87,62 H Wodór Wodór 1 1,0079 Ta Tantal Tantal 73,180,949 He Hel Hel 2 4,00260 Tb Terb Terb 65 158,9254 Hf Hafn Hafn 72 178,49 Tc Technet Technet 43 98,9062 Hg Hydrargyrum Rtęć 80 200,59 Te Tellur Tellur 52 127,60 Ho holm Holm 6 7 164.9304 Th Tor Tor 90 232.0381 I IODUM IOD 53 126,9045 TITANIUM Tytan 22 47,90 w Ind Indie 49 114,82 TLLIUM Tal 81 204,37 IRIDIUM IRIDIM 77 192,22 TM Tul Tulia 69 168,934 2 k Kali Potas 19 39,098 U Uran Uran 92 ,238.029 Kr Kryptonum Krypton 36 83,80 V Wanad Wanad 23 50,94 Ku Kurtschatovim Kurchatovim 104 W Wolfram Wolfram 74 183,85 La Lantan Lantan 57 138,9055 Xe Xenonu Xenon 5 4131,30 Li Lit Lit 3 6,941 Y Itr Itr 39 88,9059 (Lr) (Lawren) 103 Yb Iterb Iterb 70 173,0 4 Lu Lutet Lutet 71 174,97 Zn Cynk Cynk 30 65,38 Md Mendelevium Mendelevium 101 Zr Cyrkon Cyrkon 40 91, 22 * ​​W nawiasach podano nietypowe znaki i nazwy pierwiastków o liczbach atomowych 102 i 103. **Masy atomowe podane są w skali węglowej (masa atomowa izotopu węgla 12C wynosi dokładnie 12) i odpowiadają międzynarodowej tablicy 197

W nawiasach kwadratowych podano liczby masowe najdłużej żyjących izotopów pierwiastków promieniotwórczych.

Dosł.: Łomonosow M.V., Kompletny. kolekcja soch., t. 2, M. ≈ L., 1951, s. 2. 706≈709; Jua M., Historia chemii, przeł. z języka włoskiego, M., 1966; Crosland M. P., Studia historyczne w języku chemii, L., 196

Słownik Uszakowa

Chemia

hej, Miya, chemia, pl. NIE, żony (grecki chemia). Nauka o składzie, strukturze, zmianach i przekształceniach oraz powstawaniu nowych substancji prostych i złożonych. Chemia, twierdzi Engels, można nazwać nauką o zmianach jakościowych w ciałach, które zachodzą pod wpływem zmian składu ilościowego. Chemia organiczna. Chemia nieorganiczna. Chemia stosowana. Chemia teoretyczna. Kurs chemii.

| Co. Właściwości chemiczne czegoś naukowy). Chemia ropy naftowej.

słownik encyklopedyczny

Chemia

(prawdopodobnie od greckiej Chemia - Chemiya, jedna z najstarszych nazw Egiptu), nauka badająca przemiany substancji, którym towarzyszą zmiany ich składu i (lub) struktury. Procesy chemiczne (uzyskiwanie metali z rud, barwienie tkanin, obróbka skóry itp.) były stosowane przez ludzkość już u zarania jej życia kulturalnego. W III-IV w. Powstała alchemia, której zadaniem była przemiana metali nieszlachetnych w szlachetne. Od czasów renesansu badania chemiczne coraz częściej wykorzystywano do celów praktycznych (metalurgia, szklarstwo, produkcja ceramiki, farb); Powstała także specjalna medyczna gałąź alchemii - jatrochemia. W 2. połowie. XVII wiek Pierwszą naukową definicję tego pojęcia podał R. Boyle "pierwiastek chemiczny". Okres transformacji chemii w prawdziwą naukę zakończył się w II połowie. XVIII w., kiedy sformułowano prawo zachowania masy w reakcjach chemicznych (patrz także M.V. Łomonosow, A. Lavoisier). Na początku. 19 wiek J. Dalton położył podwaliny pod atomizm chemiczny, koncepcję wprowadził A. Avogardo "cząsteczka". Te koncepcje atomowo-molekularne powstały dopiero w latach 60. XX wieku. 19 wiek W tym samym czasie A. M. Butlerov stworzył teorię struktury związków chemicznych, a D. I. Mendelejew odkrył prawo okresowe (patrz układ okresowy pierwiastków Mendelejewa). Od końca 19 - początek XX wiek Najważniejszym obszarem chemii było badanie praw procesów chemicznych. We współczesnej chemii jej poszczególne obszary są chemia nieorganiczna, chemia organiczna, chemia fizyczna, chemia analityczna i chemia polimerów stały się naukami w dużej mierze niezależnymi. Na styku chemii i innych dziedzin wiedzy powstały np. biochemia, agrochemia i geochemia. Prawa te opierają się na prawach chemii Nauka techniczna, Jak Technologia Chemiczna, metalurgia.

Słownik Ożegowa

X I MIA, I, I.

1. Nauka o składzie, strukturze, właściwościach substancji i ich przemianach. Nieorganiczny x. Organiczne x. Fizyczne x. (oparte na ogólne zasady fizyka).

2. Co. Sam skład, właściwości substancji i ich przemiany. X. węglowodany. X. olej.

3. Zebrane Chemikalia. Gospodarstwo domowe x.

4. Sposób na wywarcie na kogoś wpływu. za pomocą środków chemicznych (potoczne). Zrób chemię (trwała przy użyciu takich środków). Weź udział w kursie chemii (tj. przebieg leczenia tymi lekami, chemioterapia). Sadzonki traktowane chemikaliami (chemikalia).

| przym. chemiczny, och, och.

Słownik Efremowej

Chemia

1. I.
   1. :
      1. Dyscyplina naukowa zajmująca się badaniem substancji, ich składu, struktury, właściwości i wzajemnych przemian.
      2. Przedmiot edukacyjny zawierający teoretyczne podstawy tej nauki.
      3. rozkład Podręcznik określający treść danego przedmiotu akademickiego.
   2. Praktyczne zastosowanie tej nauki i jej praw w produkcji, przemyśle itp.
   3. Skład jakościowy czegoś.
   4. rozkład Preparaty, chemikalia, roztwory itp. stosowane w produkcji i życiu codziennym.
   5. rozkład Produkty spożywcze nie zawierające prawie żadnych naturalnych składników.
   6. przeł. rozkład Trwała ondulacja.

Encyklopedia Brockhausa i Efrona

Chemia

Pierwotne znaczenie i pochodzenie tego słowa jest nieznane; możliwe, że jest to po prostu stara nazwa północnego Egiptu, w tym przypadku chemia oznacza naukę egipską; ale skoro Chemi, oprócz Egiptu, oznaczało także czerń, a μελάνοσις (czernienie) uważano za operację nieuniknioną w przemianie metali, być może τέχνη τής χημείας – Olympiodorus, jest sztuką przygotowania tej czerniącej substancji (por. H. Kopp, „Geschichte der Chemie”, II, 1844, 4 - 6 i M. Berthelot, „Introduction a l”é tude de la chimie des anciens et du moyen bge”, 1889). „Z większości innych nauk X. w jego rozwoju różni się tym, że jego cel był różnie rozumiany Inne czasy[…] O ile w innych obszarach działalności duchowej, niezależnie od stosunku do nich w innych okresach, cel był zawsze wyraźnie uznawany i konsekwentnie realizowany, o tyle w historii X. w ogóle tego nie obserwuje się. Nauka ta zmienia nie tylko dobór środków pomocniczych i zastosowań, ale także całe zadanie i warunki jego istnienia (por. Alchemia, Iatrochemists, Phlogiston)... Obecnie kontynuuje G. Kopp („Geschichte der Chemie ”, I , 1843, 5), zadaniem X., wziętym samo w sobie (an und für sich), jest rozkład związków na ich części składowe i utworzenie składniki znowu związki [Definicja ta sięga połowy XVII wieku, kiedy Lemery w swoim „Cours de Chymie” stwierdza, że ​​„La Chymie est un art, qui enseigne a s é parer les Differentes Substancje qui se rencontrent dans un mixte” (Corr. „Geschich.” II, 8), a Steel dodał do tego „i sztukę ponownego tworzenia mieszanin z części składowych” (Corr., l. s.). Zmieniła się koncepcja składników mieszanin; nowoczesność została już nakreślona przez Boyle'a, ale została ogólnie przyjęta dopiero po Lavoisierze (patrz Lavoisier i Phlogiston).]. Zadanie polega zatem na poznaniu składu wszystkich ciał oraz dokładnego poznania tego, jak powstają i jak można je uformować.” D. I. Mendelejew („Fundamentals of X.”, wyd. 6, 1895, 2) definiuje X. jako naturalne -nauki historyczne, których bezpośrednim przedmiotem jest „badanie substancji jednorodnych, ze składu, z którego zbudowane są wszystkie ciała świata, ich przemiany oraz zjawiska towarzyszące takim przemianom”. anorg. Ch.”, 1900, 1), „przekształcenia te można podzielić na dwie duże, nie do końca odrębne grupy. Czasami przekształcenia dotyczą tylko jednej lub kilku relacji i właściwości badanego ciała; czasami są one takie, że badane ciało znika jako takie, a na jego miejscu pojawiają się nowe ciała o nowych właściwościach. Zjawiska pierwszego rodzaju mieszczą się w obszarze fizyki, drugie w polu X.”, a Ostwald jako przykład rozważa związek siarki z wstrząsami mechanicznymi (zmienia się względne położenie ciała, ale kolor, ciężar itp., tzw. nie zmieniają swoich właściwości fizycznych), na słabe nagrzewanie (temperatura, zmiana ciężaru właściwego i objętości, prężność pary, inne (?) właściwości pozostają niezmienione), na elektryfikację i stwierdza, że ​​zjawiska tego rodzaju należy uznać za fizyczne.Ale „jeśli przyniesiemy (l. s., 2) kawałek siarki wejdzie w kontakt z ogniem, zapala się i pali niebieskim płomieniem. Jednocześnie wyczuwalny jest dobrze znany zapach spalonej siarki, a po pewnym czasie spalania siarka jako taka znika: spaliła się. Podczas tego procesu nie tylko zmieniają się indywidualne właściwości siarki, ale... zamiast niej powstaje coś innego; Możemy to ocenić po zapachu, który pojawił się jednocześnie z początkiem zjawiska, ale wcześniej nie był zauważalny. W tym przypadku siarka brała udział w procesie chemicznym... Zadaniem nauki X. jest ustalenie praw wszystkich takich przemian. W innych podręcznikach przemiany fizyczne definiuje się jako takie, w których właściwości materii pozostają niezmienione, podczas gdy zostaje przywrócony stan pierwotny; w trakcie tego procesu nie da się w żaden sposób mechaniczny podzielić danej jednorodnej części układu przekształcającego na heterogeniczne, przynajmniej jeśli zaczniemy od ciała jednorodnego fizycznie, czyli np. , ogrzewanie lodu, jego topienie, przemiana powstałej ciekłej wody w parę podczas wrzenia to procesy fizyczne, ponieważ po przywróceniu pierwotnej temperatury (i ciśnienia) lód pojawia się w tej samej ilości ze wszystkimi związanymi z nim właściwościami fizycznymi w danych warunkach. nieruchomości; i chociaż w temperaturze topnienia lodu możemy mieć substancję wody jednocześnie w trzech stanach - stałym (lód), ciekłym (woda) i gazowym (para wodna) i możemy je oddzielić mechanicznie (lód można np. woda w stanie ciekłym), ale ani lodu, ani wody, ani pary nie można już rozdzielić na fizycznie odmienne substancje żadnymi znanymi nam środkami mechanicznymi. Jeśli lód odparuje, a powstałą parę podgrzeje do temperatury 1500° - 2000°, to w procesie mechanicznym (za pomocą dyfuzji, patrz Dysocjacja) można wyizolować z masy przegrzanych par inny od nich gaz właściwości (mieszanina wodoru z tlenem). W wyniku ponownego ochłodzenia sama niezmieniona woda zamieni się w lód, a ciało gazowe zebrane oddzielnie i szybko schłodzone zachowa swój gazowy charakter; będzie to zatem przykład chemicznej przemiany lodu. Pomimo tego, że w podręcznikach łatwo znaleźć znacznie więcej podobnych przykładów i pomimo tego, że podział przemian materii na fizyczne i chemiczne został uświęcony przez czas, jest on niewątpliwie ostro jednostronny, a przez to błędny. Ostwald myli się po prostu dlatego, że na swoim przykładzie porównuje całkowicie nieporównywalne transformacje. Zmiany właściwości siarki zachodzące w niej pod wpływem zmiany jej „energii położenia” można pominąć; teoretycznie są konieczne, ale w każdym razie na tyle nieistotne, że są nieuchwytne nie tylko za pomocą naszych zmysłów, ale także za pomocą zmysłów wyrafinowanych przez najczulsze współczesne instrumenty. Kiedy słabo podgrzewamy siarkę, mamy do czynienia z następującymi zjawiskami. Badany układ, który Ostwald nazywa siarką, należy uznać za złożony z dwóch niezależnych składników (patrz Reguła faz): siarki i tlenu z powietrza [Azot i wszystkie inne jego składniki gazowe biorą zbyt mały udział w przemianach, z możliwym wyjątkiem ślady wilgoci - patrz Zjawiska kontaktowe - dlatego ich obecność można zignorować]; znajduje się w takich warunkach temperaturowych (przechłodzonych), kiedy dzięki oporowi biernemu interakcja pomiędzy tymi ciałami jest prawie niemożliwa, a jeśli do niej dochodzi, to z tak znikomą prędkością, bliską zeru, że zupełnie nie jesteśmy w stanie jej wyłapać. Można zatem uznać cały układ za będący w stanie fałszywej równowagi (faux równowaga) Duhema, w przeciwnym razie niestabilny (por. A. Gorbov, „Law of Phases”, w „Physico-Mathematical Yearbook”, II), zdolny do zmiana warunków równowagi w celu zakończenia transformacji; siarkę rozpatrywaną oddzielnie, czyli zaniedbując jej nieskończenie powolną reakcję z tlenem, możemy uznać za jednowariantowy układ jednego członu (siarka stała + para w obecności dwóch zewnętrznych czynników równowagi: temperatury i ciśnienia), przy czym wiadomo, że prawa, którym podlega taki system (patrz Reguła fazowa, l. s.) nie różnią się od praw, którym podlega każdy system jednowariantowy z dowolną liczbą niezależnych terminów, system łączenia CaO + CO 2 (lub dysocjowania CaCO 3), Na przykład. ; w sensie mechanicznym stała siarka wraz z oparami tworzy obojętnie stabilny układ. Ale podgrzejmy siarkę + tlen do około 500°; teraz ich interakcja rozpoczyna się wzdłuż powierzchni kontaktu, czemu towarzyszy pojawienie się światła i ciepła (układ został przechłodzony): siarka, jak zwykle mówią, pali się, ale tlen pali się jednakowo, gdy spotyka pary siarki; w przypadku obu terminów miara stabilności we wzajemnym kontakcie zostaje przekroczona przez ogrzewanie, a system stał się niestabilny i oczywiste jest, że nielegalne jest łączenie obojętnie stabilnego stanu siarki z niestabilnym stanem własnym + tlen; i choć siarka pozostawała w stanie obojętnie stabilnym, to – powtarzamy jeszcze raz – fizyczne zmiany jej właściwości podlegały temu samemu prawu, co przemiana „chemiczna” w układzie CaO + CO 2 . Z bardzo niewielką zmianą, to, co zostało powiedziane, ma również zastosowanie do systemu ogrzewanego: lodu, wody w stanie ciekłym i jej pary. O ile podgrzewa się sam lód i wodę w stanie ciekłym, to dla danej objętości układu możliwe jest (w całym zakresie temperatur i ciśnień) współistnienie dwóch faz: lodu + pary, lodu + wody w stanie ciekłym, wody w stanie ciekłym + para; wszystkie one są układami jednowariantowymi i jako takie nie różnią się od dysocjującej kredy, od powstałego (dysocjującego) trójchlorku jodu (patrz Reguła fazowa, l.p.), tj. od układów, dla których zwykle zakłada się, że to, co zachodzi w Ich przemianach, nie jest natury fizycznej, ale chemicznej. Ale przegrzaliśmy parę wodną specjalną techniką (dyfuzją) [W ten sposób do warunków równowagi układu wprowadza się nowy czynnik, a mianowicie napięcie kapilarne, i bardzo możliwe, że zmienia to charakter równowagi ( por. następna uwaga).] Udało nam się wydzielić część takiego układu i my Przyjmujemy że pozostała, nieoddzielona masa pary różni się właściwościami fizycznymi od części wydzielonej, że od zwykłej pary różni się jedynie inną, wyższą zawartością energii; ale oczywiście jest to tylko założenie, choć być może najprostsze i najbardziej prawdopodobne; Jeśli chodzi o przechłodzoną „mieszaninę wybuchową”, nie można jej porównać z wodą, ponieważ takie porównanie byłoby równie nieskuteczne, jak porównanie przechłodzonej wody z lodem o tej samej temperaturze; jeden układ (woda przechłodzona) jest niestabilny, z oporami pasywnymi (wg Gibbsa), drugi jest obojętnie stabilny, przynajmniej w obecności dwóch zewnętrznych czynników równowagi: temperatury i ciśnienia [Baterię gazową Grove zbudujemy z wodoru, tlenu i wodę, tj. wprowadzimy do niego kilka dodatkowych czynników równowagi i stanie się równowagą, a jej przemiany będą odwracalne nawet w zwykłej temperaturze.]. Podsumowując poprzednie, dochodzimy do wniosku, że zwykłe definicje X. są nieco wąskie, a bardziej ogólna jest następująca: X. jest ścisłą nauką przyrodniczo-historyczną, która bada prawa zmian stanu materii [At jednocześnie kwestia jedności czy złożoności tej materii nie jest w ogóle przesądzona.] ; klasyfikuje je do związków „chemicznych”, a te do specjalnych, trwałych odmian materii zwanych „pierwiastkami” (znaczenie wyrażeń „związek chemiczny” i „pierwiastek” patrz poniżej prawo stałości składu). Można w tym badaniu nazwać odwracalne zmiany stanu materii fizycznymi i odróżnić je od tych przemian „chemicznych”, które w naszych warunkach są nieodwracalne i przebiegają jednostronnie, ale trzeba pamiętać, że do niedawna a pomiędzy tymi przemianami niektóre uznano za fizyczne, jak np. przejście przechłodzonych cieczy w stan stały, krystalizacja roztworów przesyconych [Jeśli takie roztwory rozpatrywać nie z punktu widzenia stężenia niezależnych członów, ale z punktu widzenia wpływu na nie temperatury, jako zewnętrznego czynnika równowagi, to też należy je uznać za układy przechłodzone.], choć niczym nie różnią się od zjawisk „chemicznych”, takich jak: eksplozja ciekłego nadtlenku wodoru, ciekłego ozonu, mieszaniny wybuchowej (wodór z tlenem, chlor z wodorem [Obserwacje wykazały, że na mieszaninę tlenu z wodorem wpływa także światło, przyspieszając przemianę.]), itp. itp. Z eksplozji Z powyższego punktu widzenia jasne jest, że informacje podawane zwykle w chemii są jednostronne i fragmentaryczne i że należy je uzupełnić licznymi danymi, zwykle zawartymi na kursach fizyki, kursach krystalografii itp. itp., a które dopiero niedawno stały się częścią tzw. podręczników. Chemia fizyczna. Zamierzona ewolucja rozpoczęła się stosunkowo niedawno i nie da się przewidzieć wielkości X. nawet w najbliższej przyszłości, ale w pewnym stopniu Mach ma rację, gdy mówi, że „w czasach nowożytnych wiele związków między fizyką a X. zostało Stary pomysł, że X. można uznać za fizykę stosowaną, w szczególności mechanikę stosowaną, zyskał dzięki temu nową zachętę... Wobec braku z góry przyjętego poglądu bardziej prawdopodobne wydaje się, że X. przyszłości obejmie fizykę, a nie odwrotnie” („Prinzipien der Wärmelehre”, 1900, 5, 354); Nie ma wątpliwości, że obie nauki skorzystają na jednorodności, jeśli wszystkie działy, w których bada się zmiany stanu materii w zależności od zmian w dostawie jej energii, zostaną przeniesione z fizyki do X.

Prawa i hipotezy X. Podstawowe prawa X. można podzielić na ogólne jakościowe i ogólne ilościowe. Prawa jakościowe.

I. Pomiędzy nimi na pierwszym planie należy umieścić Prawo fazowe Gibbsa; zostało to już powiedziane wcześniej (patrz Reguła fazowa, l. s.) i tutaj możemy ograniczyć się do wskazania, że ​​jej najbardziej ogólnym wyrażeniem jest:

v = n + e - r,

Gdzie w- liczbę niezależnych zmian zewnętrznych i wewnętrznych czynników równowagi układu lub liczbę jego stopni swobody; N- liczba jego niezależnych składników (czynniki równowagi wewnętrznej) lub liczba tych ciał, których stężenie można niezależnie zmieniać; mi- liczba zewnętrznych czynników równowagi (takich jak: temperatura, ciśnienie, napięcie kapilarne, elektryczna siła wzbudzenia, różne napięcia grawitacyjne itp.); R- liczba faz, czyli fizycznie odrębnych stanów materii, wydzielonych (r - 1) liczba interfejsów. Wyrażenie to wynika z artykułów samego Gibbsa, ale zostało po raz pierwszy napisane przez Walda („Zeitschrift f. Ph. Ch.” 18, 1895, 346), a zatem słownie (por. A. Gorbov, „The Law of Phases ”, „Fiz. Mat. Rocznie.”, II), że każde nowe ciało wchodzące do układu i każdy nowy zewnętrzny czynnik jego równowagi zwiększa o jeden stopień swobody układu (liczba możliwych faz, możliwa niezależne zmiany temperatury, ciśnienia itp.), a każda nowa faza lub nowo utworzona granica międzyfazowa zmniejsza ten stopień swobody o 1. Prawo faz jest niedocenianym wątkiem przewodnim w badaniu przemian materii.

II. Drugie ogólne prawo jakościowe określające kierunek transformacji to Prawo Gibbsa-Le Chateliera , który stwierdza, że ​​„każda zmiana dowolnego czynnika równowagi pociąga za sobą transformację w systemie, która ma tendencję do powodowania w tym czynniku zmiany znaku przeciwnej do tej, która jest mu nadana”. Prawo to zostało również stwierdzone wcześniej (patrz Odwracalność reakcji chemicznych).

Ilościowe prawa wagowe.

I. Prawo zachowania masy materii wyrażone apriorycznie przez Lavoisiera: „Za aksjomat możemy przyjąć – mówi – że we wszystkich przemianach, zarówno sztucznych, jak i naturalnych, nic nie powstaje na nowo: ta sama ilość materii istnieje przed i po eksperymencie [Debus („Ué ber einige Fundamentalsatze der Chemie etc.”, 1894, 6) za twórcę tego przekonania uważa Demokryta z Abdery, który nauczał, że nic nie może powstać tylko z niczego i nic, co istnieje, nie może zamienić się w nic; cytowany przez Arystotelesa w jego Fizyce (I, 4)]. Na tej zasadzie opiera się możliwość wszelkich eksperymentów chemicznych i dzięki niej zmuszeni jesteśmy zawsze oczekiwać prawdziwej identyczności, czyli równości, pomiędzy esencjami badanych ciał i tymi, które można z nich wydobyć na drodze analizy” (Lavoisier, 1997, s. „Oeuvres itp.” I, 101); nie ma jednak wątpliwości, że stanowisko to było wynikiem licznych obserwacji eksperymentalnych Lavoisiera (patrz Phlogiston, Formuły i nomenklatura chemiczna). Ponieważ dla danego punktu na kuli ziemskiej masy dowolnego ciała są ściśle proporcjonalne do ich mas, możemy powiedzieć, że zgodnie z prawem Lavoisiera: podczas każdej transformacji ciężar ciał przekształcających jest ściśle równy masie ciał powstałych i łatwo zauważyć, że ten „chemiczny” prawo stanowi szczególny przypadek innego, bardziej ogólnego, któremu podlegają wszystkie ruchy materii i które polega na tym, że za każdym razem, gdy masa danego ciała zmienia się (zwiększa się lub maleje), wówczas masa jednego lub kilku otaczających je ciał ulega jednoczesnej zmianie, równej co do wielkości, ale o przeciwnym znaku (zmniejsza się lub rośnie)[Gautier i Charpy "Le ç ons de Chimie", 1900, 14] [Prawo zachowania masy materii jest całkowicie równoległe do prawa zachowania energii w fizyce (por. V. Stevarta. P. G. Tait, "Unseen Universe ", 1890).]. Kiedy Staś zsyntetyzował jodek i bromek srebra z zawieszonych ilości srebra, jodu i bromu, masa związków halogenowych okazała się jednak nieco mniejsza niż srebro i jod, srebro i brom zważone osobno; ponadto L. Meyer („Moderne Theorien d. Ch.”, 1884, 135) zwrócił uwagę na możliwość, że cząstki naszej ciężkiej materii są połączone z większą lub mniejszą ilością niezupełnie nieważkiego eteru świetlnego, którego ilość być może zmiany wraz z przemianami chemicznymi; W związku z tym najpierw Landolt, a po nim Heidweiler, poddali prawo Lavoisiera dokładnym testom eksperymentalnym; obaj badali zmiany masy różnych systemów zamkniętych w zamkniętych szklanych naczyniach. Landolt stwierdził, że masa układu: wodny roztwór siarczanu srebra + roztwór siarczanu żelazawego zakwaszony kwasem siarkowym maleje wraz z reakcją:

Ag 2 SO 4 + 2FeSO 4 + H 2 SO 4 = 2Ag + Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O

przy 0,130 mg - 0,167 mg; spadek ten jest 6 do 12 razy większy od błędu ważenia, ale jest nieproporcjonalny do mas reagujących, gdyż wynosił = 0,130 mg przy 171,3 gi 0,167 mg przy 114,2 g układu reagującego; w reakcji kwasu jodowego. jodowodorem w obecności kwasu siarkowego:

HJO3 + 5H2SO4 + 5KJ = 3J2 + 5KHSO4 + 3H2O

zaobserwowano także spadek masy ciała, lecz różnica (0,011 mg – 0,047 mg) mieściła się w granicach błędu eksperymentalnego; gdy jod reaguje z wodnym roztworem siarki sodowej (interakcja może przebiegać w dwóch kierunkach:

J 2 + 2 Na 2 SO 3 = 2 NaJ + Na 2 S 2 O 6

J 2 + Na 2 SO 3 + Η 2 Ο = 2HJ + Na 2 SO 4,

hydrat chloralu z wodorotlenkiem potasu

[CCl3.CH(OH)2 + KOH = CCl3H + CHCO2 + H2O]

a po rozpuszczeniu hydratu chloralu w wodzie nie zaobserwowano zmian masy nie mieszczących się w granicach błędu doświadczalnego. Heidweiler badał następujące przemiany: wypieranie miedzi przez żelazo w kwaśnych, zasadowych (?) i obojętnych roztworach siarczanu miedzi, rozpuszczanie siarczanu miedzi w wodzie, rozpuszczanie zakwaszonego siarczanu miedzi w wodzie i obojętnym roztworze w kwasie siarkowym, wytrącanie tlenku miedzi hydrat wodorotlenkiem potasu z roztworu miedzi witriolu, oddziaływanie amoniaku z kwasem octowym i wytrącanie chlorku baru kwasem siarkowym. Przy łącznej liczbie reagujących ciał około 200 g (160 - 280) i błędzie ważenia nie większym niż 0,04 mg, w dwóch przypadkach zaobserwował przyrost masy o 0,014 i 0,019, a w pozostałych 21 spadkach masy; w 13 doświadczeniach był większy od błędu możliwego i jednorazowo osiągnął 0,217 mg; spadek niewątpliwie stwierdzono podczas wytrącania miedzi w roztworze kwaśnym i zasadowym (ale nie w roztworze obojętnym), podczas rozpuszczania zakwaszonego siarczanu miedzi w wodzie oraz podczas wytrącania hydratu tlenku miedzi [Jednak w 2 doświadczeniach zaobserwowano spadek, który był zbyt nieznaczny, a mianowicie 0,037 i 0,032 mg]. Heidweilerowi nie udało się ustalić przyczyny zmiany masy, a ponadto utrata masy ciała nie była proporcjonalna do masy reagujących ciał. Okazuje się więc, że podczas pewnych przekształceń masa przekształconej materii zdaje się maleć, a spadek ten leży poza granicami błędów ważenia; nie można tego wytłumaczyć (Landolt) różnymi napięciami uniwersalna grawitacja w odniesieniu do jednakowych mas różnych ciał, gdyż eksperymenty Bessela z wahadłami wykonanymi z różnych metali i minerałów oraz Eötvös (E ötvö s) z wagami skrętnymi wykazały, że takiej różnicy nie da się uchwycić; z drugiej strony, jak widać, cofanie się nie jest proporcjonalne do reagujących mas, co sprawia, że ​​prawdopodobny jest jakiś błąd losowy; na razie wydaje się, że możemy w dalszym ciągu uważać prawo Lavoisiera, w granicach dokładności współczesnych metod obserwacji, za całkowicie dokładne. W każdym razie błędów takich jak przytoczone powyżej nie można brać pod uwagę w zwykłych eksperymentach [Aby układ zasadowego siarczanu miedzi z żelazem stracił po reakcji 1 funt na wadze, należy, sądząc po danych Heidweilera, przyjąć w najkorzystniejszym przypadku nieco ponad 1 000 000 pudów. mieszaniny. Ostatnio Heidweiler doniósł (Physikalische Zeitschiift, 1902), że masa radu w szczelnie zamkniętej probówce zmniejsza się o 0,02 mg dziennie i godnym uwagi jest, że wynikający z tego spadek energii potencjalnej (= K×[(M Δt)/r 2 ]×r, Gdzie K szybko., M masa ziemi R- jego promień, Δt zmiana masy ciała przyciąganego przez Ziemię) = 0,02,600000000 mg cm = ok. 12,10 ergów, czyli dokładnie tyle, ile według Becquerela emituje rad w ciągu doby. Przesłanie Heidweilera ma charakter wstępny.]

II. Prawo stałości składu związków chemicznych co można sformułować w ten sposób: masy ciał tworzące przez połączenie nowe ciało posiadające określoną sumę sił fizycznych i właściwości chemiczne, pozostają w stałym stosunku do siebie i do masy uformowanego ciała, jest zwykle uważany za najbardziej charakterystyczny dla chemii; czasami określa się ją nawet jako naukę badającą skład i przemiany wyłącznie ciał jednorodnych, czyli charakteryzujących się stałością składu, które reprezentują rzeczywiste indywidua chemiczne i którym nadano nazwę określonych związków chemicznych, w w przeciwieństwie do mieszanin mechanicznych i nieokreślonych związków chemicznych (?) (patrz Tichwinski, „Metoda i system współczesnej chemii”, St. Petersburg, 1900, 3 i 6). Z drugiej strony można znaleźć komentarz na temat tego prawa (Gautier et Charpy, l. s., s. 14), że „jest to nic innego jak tautologia. W zasadzie nie ma możliwości posiadania innej definicji „określonego” związku, z wyjątkiem tego, co wynika z tego tzw. prawa.Właściwości fizyczne nie wystarczą do scharakteryzowania związku, zatem obserwujemy dość określone właściwości mieszaniny wody i alkoholu, przyjętego w określonym stosunku (wagowym), chociaż nikt nigdy nie patrzył na tę mieszaninę. Wygląda na kombinację. Tutaj zatem nie ma prawdziwego prawa, ale stwierdzenie faktu, jednak bardzo niezwykłego. Mianowicie wiele pierwiastków może tworzyć złożone ciała tylko łącząc się w pewnych proporcje, które pozostają niezmienione, niezależnie od sposobu uzyskania złożonej bryły; jeśli któregoś z elementów będzie w nadmiarze, pozostanie takim po akcie złączenia.” Wald mówi jeszcze ostrzej („Zeitsch. f. ph. Ch.”, 1897, 22, 256): „Prawo stałości składu należy uważać za prawo empiryczne. Nie jest to jednak całkowicie słuszne. Trzeba tylko zadać sobie pytanie, co zrobi chemik, jeśli jakaś substancja, która była uważana za związek chemiczny - a to nie zdarza się tak rzadko - okaże się, że pod wpływem zmieniających się warunków zmienia swój skład? Czy będzie wątpił w słuszność prawa? Oczywiście, że nie; wystarczy skreślić substancję z listy związków chemicznych... Chodzi o to, że nie ma innych znaków pozwalających rozpoznać substancję jako związek chemiczny... A zatem z doświadczenia wynika, że ​​niektóre ciała złożone mają stały skład Uznanie, że wszystkie takie substancje, a tylko one same, należy uważać za związki chemiczne, jest arbitralne. W konsekwencji „związki chemiczne mają z definicji stały skład i z definicji ciała, które tego warunku nie spełniają, nie są uznawane za chemiczne związki.” W świetle powyższego interesujące wydaje się poznanie związku prawa stałości składu z prawem Lavoisiera, historii jego powstania oraz tego, co obecnie powinniśmy uważać za mieszaninę mechaniczną, nieokreślone i określone związki chemiczne . Prawo Lavoisiera wymaga, aby masa reagujących ciał była równa masie utworzonego z nich nowego ciała, ale wcale nie określa z góry ilości reagujących ciał; dowolna ich ilość, pod warunkiem, że jest większa od zera, zadowala go; Prawo Lavoisiera nie przesądza, czy ciała nie mogą reagować na niezliczone sposoby; prawo stałości składu mówi, że reakcja jest możliwa tylko przy pewnym określonym stosunku mas reagujących, ale nie podaje również wskazówek dotyczących liczby możliwych związków. Godne uwagi jest to, że chemicy przez długi czas instynktownie byli przekonani o stałości składu badanych ciał; wystarczy wskazać, że określenia składu soli dokonali: Bergman (w latach 1775-1784); Wenzel (1777), Kirwan i Richter (1790-1800); że Lavoisier, po określeniu składu dwutlenku węgla i wody, zaczął badać skład związki organiczne , które w tym celu spalił, zebrał powstałą wodę i dwutlenek węgla i na podstawie ich ilości obliczył zawartość węgla i wodoru w spalanej substancji itp.; a to oczywiście byłoby niemożliwe, gdyby przyznał, że skład wody i dwutlenku węgla może się zmienić. Tak więc wiara w stałość składu złożonych ciał istniała przez długi czas, a raczej nikt nie podejrzewał możliwości niczego innego, ale „prawo” pozostało niewyrażone. Jego zdecydowanym przeciwnikiem był Berthollet („Recherches sur les lois de l”afпnnt é”, 1801 i 1802 oraz „Essai de statique chimique”, 1803). Był przekonany, że ciała można łączyć czasem w różnego rodzaju relacjach, czasem wewnątrz pewne granice; przyczynę tego ograniczenia widział w tym, że siła utrzymująca części składowe złożonego ciała powinna spadać wraz ze wzrostem masy jednego z reagujących ciał (w miarę zbliżania się do stanu nasycenia i względnym zmniejszeniem masy drugiego), a po drugie, wpływem temperatury na przyczepność i naturalną sprężystość reagujących ciał. Dzięki wysokiemu autorytetowi Berthollet’a, dzięki dowcipowi, z jakim te poglądy były przedstawiane, zyskał wielu zwolenników, zwłaszcza że dostępne wówczas dane analityczne były pod wieloma względami bezpośrednim potwierdzeniem słuszności takich poglądów.Przeciwnikiem idei Bertholleta był Proust (patrz odpowiedni artykuł) [W tym artykule Proustowi przypisuje się ideę o pochodzeniu pierwiastków chemicznych z jednej materii pierwotnej, a mianowicie wodoru, ale pomysł ten wyraził angielski lekarz Prout (patrz) i atomy Ves (patrz).]; w szeregu prac (1801-1808) wykazał, że powstawanie tlenków, związków siarki i soli w ogóle wiąże się z pewnymi i stałymi zależnościami pomiędzy masami występujących w nich pierwiastków, ale co widać dopiero wtedy, gdy rozróżniać mechaniczne i inne fizycznie i chemicznie heterogeniczne mieszaniny związków chemicznych. Prawo stałości składu tych ostatnich, czyli tlenków, Proulx wyraził w 1801 r. w następujących słowach (Corr, „Geschichte d. Ch.”, II, 368): „Zawsze niezmienne proporcje, te stałe atrybuty charakteryzują prawdziwe związki, sztuczne i naturalne, jednym słowem ten staw naturalny, który Stahl tak wyraźnie widzi; wszystko to, powiadam, nie leży w mocy chemika bardziej niż prawo selektywności, któremu podlegają wszystkie związki. " Związki „określone” według Proulxa można mieszać ze sobą w sposób nieokreślony. zależności, lecz produktem takiego zmieszania nie jest związek chemiczny, lecz roztwór. Berthollet uznał (w swoim „Statique chimique”), że poglądy Proulxa były słabo uzasadnione i wybuchł między nimi spór, który zakończył się w 1808 r., kiedy większość współczesnych skłaniała się ku Proulxowi, po czym rozpoczęły się intensywne badania nad niektórymi związkami chemicznymi. Obecnie nie ma wątpliwości, że kwestię tę należy ponownie rozważyć. Aby dać wyobrażenie o współczesnym punkcie widzenia, zatrzymajmy się na najprostszym przypadku interakcji dwóch ciał, które nie tworzą między sobą tak zwanego określonego połączenia, ale są w stanie w pewnych warunkach tworzyć płynne i jednorodne systemów we wszystkich kierunkach. Jak wiadomo (por. zasada faz, stopy, odparowanie frakcjonowane), dodatek ciała W do ciała A A, i dodanie ciała A do ciała W powoduje spadek temp. topniejące ciało W, i dlatego, nanosząc wszystkie możliwe mieszaniny utworzone przez te dwa ciała na wykres temperatur i stężeń, otrzymujemy dwie krzywe przecinające się w punkcie eutektycznym, wychodzącym z temperatury topnienia A I W(patrz rysunek):

Szczegółowa analiza diagramu pokazuje, co następuje. Nad zakrętami SE I ED mamy obszar układów płynnych, zwykle nazywany rozwiązaniem W V A (A topi się znacznie niżej B), ale które oczywiście są również rozwiązaniami A V W. Nad poziomą linią przerywaną rozpoczynającą się od punktu D, oba ciała mieszają się jako ciecze pod każdym względem (od 100% A do 100% W); między tą linią a poziomą linią przerywaną rozpoczynającą się w tym punkcie Z, ciało A, ciecz w tych warunkach można dodawać do roztworu w nieograniczonej ilości bez naruszania jego jednorodności, a dodatek ciała W ograniczona krzywą rozpuszczalności DE; Dzięki temu rozwiązanie jest niejako jednostronne. Poniżej poziomej przerywanej linii zaczynającej się od godz Z, Zarówno ciała stałe ale mają ograniczoną zdolność do wzajemnego topienia; rozwiązanie jest symetryczne. Poniżej przerywanej linii ok oba ciała można brać w dowolnej relacji, ale nie mają one na siebie wpływu; są one całkowicie obojętne nawet przy dalszym spadku temperatury i w tych warunkach nie jesteśmy w stanie doprowadzić ich do interakcji (za zewnętrzne czynniki równowagi układu przyjmuje się temperaturę i prężność pary A + B). W trójkącie CaE nadmiar substancji stałych wytrąca się w stanie stałym A, w kontakcie i równowadze z nasyconym nim ciałem A, rozwiązanie; w trójkącie DbE ciało wypada w stanie stałym B, również w kontakcie i równowadze z nasyconym nim roztworem. Co leży w prostokącie AaBb zwykle dzwonimy mieszanka mechaniczna, choć tak naprawdę nie ma tu mowy o mieszaniu się zabranych ciał [Przez zaprzeczanie mieszaniu się ciał mamy na myśli ich obojętny stosunek do siebie i całkowitą izolację przestrzenną. Nie ma wątpliwości, że jakiś konglomerat metali eutektycznych (patrz Stopy) sprawia wrażenie jednorodnej bryły gołym okiem pod mikroskopem.]; są tak pomieszane, jakby były w oddzielnych urządzeniach; dlatego bardziej słuszne jest nazwanie takiej „mechanicznej” mieszaniny wraz z B. Rooseboomem (patrz Stereoizomeria) konglomeratem; części składowe konglomeratu można od siebie oddzielić różnymi metodami, m.in. za pomocą ciężkich cieczy (w mineralogii metoda Churcha i Thule'a). Skład takiego konglomeratu może wahać się od prawie 100% A do 100% B, ale jest oczywiste, że dla dowolnej mieszaniny pozostanie ona stała przy wielu zmianach temperatury; i to, czy uznamy go za określony związek, czy nie, będzie zależeć od większej lub mniejszej łatwości, z jaką możemy udowodnić jego fizyczną niejednorodność w różnych punktach układu oraz od większej lub mniejszej dostępności dla nas punktu eutektycznego MI, powyżej której niejednorodność konglomeratu uwidoczni się wyraźniej (w stanie stałym będą stanowić bryłę A lub ciało W), chyba że jego stężenie przypadkowo odpowiada punktowi eutektycznemu, wówczas i powyżej niego substancja będzie traktowana jako całkowicie jednorodna, dla której temperatura eutektyczna będzie temperaturą topnienia [To, że taki konglomerat topi się w temperaturze eutektycznej do jednorodnej cieczy udowadnia wzór: eksperymenty Galloca (1888), który stwierdził, że konglomerat trocin kadmu (1 część), cyny (1 część), ołowiu (2 części) i bizmutu (4 części), odpowiadający składem stopowi Wooda, topi się w kąpiel wodna (z odpowiednio długim ogrzewaniem), czyli poniżej 100°, podczas której topią się poszczególne metale: Cd w 320°, Sn w 32°, Pb w 320° i Bi w 269,2°; Odkrył także, że wystarczy docisnąć do siebie potas (temperatura topnienia 62,5°) i sód (temperatura topnienia 97,6°) na świeżych powierzchniach, aby uzyskać płyn w zwykłych temperaturach. tempo. i stop rtęciopodobny (roztwór).]. Potem ciała A I W, wypadający z roztworu w postaci stałej również będzie miał niezmieniony skład, gdyż zakłada się, że mogą się one stopić bez rozkładu (zmiany składu), a ponadto zakłada się, że mamy przypadek ich interakcji, gdy wchodząc do roztworze, zmienia się tylko ich stężenie na jednostkę objętości, ale nie skład [Właściwie taki idealny przypadek w rzeczywistości nie występuje: a kryształy ciała A, i kryształy ciała W wypaść, zwilżony nasyconym roztworem, którego skład zmienia się wraz z temperaturą i może nawet różnić się składem ze względu na kapilarność od reszty cieczy. Rozwiązanie takie jest jednak stosunkowo łatwe do usunięcia i dlatego właśnie przedstawiono prezentację w tekście. Że kryształki lodu spadające z "słabych" roztwory wodne, nie reprezentują roztworów stałych, jasno wynika z danych Regnaulta dotyczących prężności par takich roztworów oraz z niektórych obserwacji Ruedorffa dotyczących słabych wodnych roztworów soli pleochroicznych.]. Ostatecznie roztwór będzie miał zmienne stężenie, o ile jego skład będzie odpowiadał powierzchni leżącej nad liniami SE I ED i dopóki jeden z zewnętrznych czynników równowagi, temperatura (przy stałym ciśnieniu) lub ciśnienie (przy stałej temperaturze), układ będzie się zmieniał; ale jak szybko mamy rozwiązanie odpowiadające jednej z krzywych granicznych G.E. Lub ED czyli jeden z dwóch możliwych układów jednowariantowych, a wartość temperatury lub ciśnienia układu podawana jest z góry lub jak najszybciej dla rozwiązań leżących powyżej SE I ED i reprezentujących układy dywariantne, wartości temperatury i ciśnienia są stałe, więc składy takich roztworów okazują się całkowicie stałe, określone i od dawna wiadomo, że o składzie roztworów nasyconych decyduje temperatura i charakter i stan stykającego się z nimi ciała stałego oraz aby otrzymać nienasycony roztwór niektórych ciał, które w danej temperaturze mają określoną prężność pary, pożądany i możliwy ciężar właściwy, pożądany współczynnik załamania światła, itp., że do tego wszystkiego należy przyjmować reagujące ciała w ściśle określonym „stałym stosunku wagowym”. Dochodzimy zatem do wniosku, że wszystkie systemy niezmiennicze (niezmiennicze) mają pewien skład [Rozumowanie zastosowane w tekście do układu dwuciałowego można łatwo rozszerzyć na układ o dowolnej złożoności. Konglomerat leżący poniżej temperatury eutektycznej nie zawsze będzie składał się z czystych ciał A I W; ten drugi przypadek ma miejsce, gdy A I W dać połączenia. Ale zrozumienie takich przypadków nie jest trudne, kierując się powyższym i znając odpowiedni schemat; patrz na przykład wykres rozpuszczalności Fe 2 Cl 4 podany przez V. Roosebooma w art. Odparowanie frakcjonowane.]; jego stałość nie jest zatem przywilejem „pewnych, chemicznych” związków i dlatego pilnie konieczne jest znalezienie dla „pewnych, chemicznych” związków, których opis stanowi jak dotąd niemal całą treść X., jakiś znak inny niż stałość składu, który pozwalałby je scharakteryzować. Znak ten nadał Wald, który zdefiniował trwały związek chemiczny jako faza o niezmienionym składzie w układzie jednowariantowym. W omówionym powyżej przypadku fazy te są ciałami stałymi A I W w kontakcie z ich roztworami nasyconymi: wraz ze wzrostem temperatury tych ostatnich, ze zmianą ich ciśnienia, skład roztworu stale się zmienia, a faza stała, chociaż stale zmienia się ilość [Masa całego układu przyjmuje się stałą.], ale zachowuje niezmienioną kompozycję, swoją indywidualność. Nie ulega wątpliwości, że znak wskazany przez Walda był od dawna znany chemikom i stale go wykorzystywali przy odkrywaniu związków „trwałych, chemicznych”, jednak przed Waldem nie był on przez nikogo jednoznacznie sformułowany, a definicja „ związków chemicznych w podręcznikach była zatem niekompletna. W eksperymencie, aby ustalić „jednorodność” substancji, zawsze trzeba było ją krystalizować z różnych „rozpuszczalników” i w różnych temperaturach, tj. Zmusić ją do pełnienia roli ciała W nasz przykład; musiał określić rytm. wagę jej pary i porównać skład pary ze składem ciała ciekłego (stałego) itp. Co wyjaśnia, lub dokładniej, co oznacza fakt, że ciała A I W zachowują swój skład w niezmienionym stanie pod wpływem szeregu zmian temperatury i ciśnienia? Chodzi o to, że jeśli ciała A I W są egzotermiczne, zachowują swój skład tak długo, jak badamy je w temperaturach niższych od temperatur, w których mogą rozpocząć się w nich reakcje dysocjacji A NA A 1 I A 2, V NA b 1 I b2; Jeśli A I W w warunkach eksperymentalnych związki są endotermiczne, wówczas zachowują swoją odrębność, dopóki doprowadzimy je do wzajemnego kontaktu powyżej pewnej granicznej temperatury, poniżej której mogą z trudem istnieć, gotowe do rozpadu na części składowe [W takich warunkach wszystkie Zwykle spotyka się związki „endotermiczne”, niektóre z nich wymieniono powyżej. Przypomnijmy, że w płomieniu detonującego gazu powstaje nadtlenek wodoru, „związek endotermiczny”, że Si 2 Cl 6 (Troost i Hautefeuille) powstaje z SiCl 4 i Si powyżej 1300 °:

zaczyna się rozkładać poniżej tej temperatury i ulega całkowitej dysocjacji już w temperaturze 800°. Ale jeśli gaz ogrzany do 1300°C zostanie nagle ochłodzony, w rezultacie otrzymamy wrzącą ciecz. w temperaturze 140°C i zaczyna się rozkładać dopiero w temperaturze około 350°C; Poniżej jest zachowany dzięki oporom pasywnym. Poślubić. Fosfor - o badaniach Tammanna nad warunkami przemian układów przechłodzonych (endotermicznych).] Zachowują wówczas swoją odrębność, gdy wprowadzamy je do oddziaływania przy ciśnieniach większych niż ciśnienia dysocjacji charakterystyczne dla ich reakcji rozkładu; czy wreszcie z układami endotermicznymi, gdy badamy je w takim stopniu przechłodzenia, że ​​zachodząca w nich przemiana (jeśli tylko zachodzi) jest dla nas praktycznie niezauważalna. W konsekwencji trwałość składu ustala się na podstawie wybranych warunków doświadczalnych. Ale dlaczego związki nie powstają we wszystkich możliwych proporcjach, ale w większości (por. Węglowodory) w bardzo ograniczonej liczbie? Wald odpowiada na to, wskazując na ograniczoną wzajemną rozpuszczalność ciał stałych [Aby to zrozumieć, wystarczy zbadać krzywe rozpuszczalności hydratów chlorku wapnia (patrz Reguła fazowa l.c.) lub chlorku żelaza (patrz Odparowanie frakcjonowane l.c.), gdzie jest jasne, że rozpuszczalność wody w wziętych solach halogenowych w stanie stałym odpowiada dokładnie bardzo ograniczonej liczbie proporcji.] i nawet prawo wielokrotnych stosunków (patrz poniżej) wnioskuje (l.s.) z tego stanowiska (patrz poniżej), ale nie ulega wątpliwości, że dodatkowo ograniczona liczba związków wynika także z tzw. chemicznej natury ciał, co sprawia, że ​​np. dla wodoru z tlenem jest to jedyny związek stabilny (egzotermiczny) w naszych warunkach to tylko woda, a pozostałe układy (H 2 O 2, H 2 O 4 ?), zawierające więcej tlenu w naszych temperaturach i ciśnieniach, są słabo stabilne (przechłodzone) i trudno je zakonserwować przez krótki czas. Zatem, jak widać z podanych przykładów, ograniczenie to jest oczywiste, spowodowane przypadkowo ograniczonymi („zwykłymi”) warunkami, w jakich badamy oddziaływania różnych ciał. Jeśli jednak zaobserwujemy przypadki ograniczonej rozpuszczalności, należy się spodziewać także zjawiska odwrotnego, tj. przypadków całkowitego wymieszania ciał w stanie stałym pod wszystkimi możliwymi względami, w przeciwnym razie należy spodziewać się powstania takich układów, które mając zwykłe właściwości związków „chemicznych”, będą się od nich różnić całkowitą niepewnością składu. Niektóre zjawiska z tym związane są zwykle opisywane jako mieszaniny izomorficzne (patrz. odpowiednio artykuł), niektóre są opisane ogólnie pod nazwą rozwiązań stałych (van „t Hoff, Mallard, Klein, Runne, Buxhoevden u. Tammann). Biorąc pod uwagę powyżej oddziaływanie ciał A I W Z punktu widzenia prawa faz nie rozwiązaliśmy kwestii, czy ciała te reprezentują pierwiastki, czy też są złożone „chemicznie”. Faktem jest, że prawo nie rozróżnia pierwiastków i ich związków i ma jednakowe zastosowanie zarówno do zjawisk rozpuszczania hydratów chlorku wapnia w wodzie (patrz Reguła Fazowa), jak i do oddziaływania dwóch pierwiastków, chloru i jodu (l. z.). Jedyna dotychczas znana różnica między pierwiastkami a ciałami złożonymi polega na tym, że nie uległy one dotykowemu rozkładowi na inną od nich formę materii, dlatego nadal trzymamy się definicji Lavoisiera (patrz Nomenklatura chemiczna); jedyna różnica polega na tym, że w świetle prawa Dulonga i Petita (patrz Ciepło) oraz prawa okresowego D.I. Mendelejewa (patrz Okresowe prawo pierwiastków chemicznych) możemy z dużym prawdopodobieństwem stwierdzić, że wszystkie współczesne pierwiastki, jeśli są złożone , czy ich złożoność jest tego samego rzędu [„Codziennie przekształcamy materię na wszelkie możliwe sposoby. Ale jednocześnie precyzyjnie określiliśmy granice, w których kończą się takie przemiany: nigdy nie przekroczyły one tak daleko poza… pierwiastki chemiczne Granicy tej nie wskazała nam żadna teoria filozoficzna, jest to faktyczna przeszkoda, której my, naszymi metodami prowadzenia eksperymentów, nie byliśmy w stanie pokonać... Czy to jednak oznacza, że ​​mentalnie widzimy tu ostateczna granica. Nie, bez wątpienia, chemicy faktycznie zawsze uważali tę granicę za fakt bezsporny, ale zawsze z nadzieją na jej przekroczenie. M. Berthelot, „Les origines de l”Alchimie” (1885).] Ostatnio wielu wyrażało już przekonanie, że osiągnięto uproszczenie naszych elementów, np. J. J. Thomson uważa, że ​​jedynie przy tym założeniu można zaobserwować obserwowane zjawiska podczas przechodzenia promieni katodowych w rozrzedzonych gazach wyjaśniono: „Ponieważ promienie katodowe niosą ładunki ujemne; są odrzucane siły elektrostatyczne jakby były naładowane ujemnie; podporządkować się działaniu siły magnetycznej dokładnie w taki sam sposób, jak gdyby siła ta działała na ujemnie naładowane ciało poruszające się po drodze tych promieni, wówczas nie widzę sposobu, aby uniknąć wniosku, że reprezentują one ujemne ładunki elektryczne przenoszone przez cząstki materii . Pytanie brzmi: czym są te cząstki? Czy reprezentują atomy, cząsteczki lub materię w stanie wielkiego rozdzielenia? Aby rzucić trochę światła na tę okoliczność, wykonałem serię pomiarów stosunku masy tych cząstek do przenoszonego przez nie ładunku, w wyniku czego okazało się, że m/e (m- waga, mi- ładunek) nie zależy od rodzaju gazu i jest bardzo mała (= 10 -7) w porównaniu do najmniejszej znanej dotychczas podobnej wartości, a mianowicie - 10 -4, która odpowiadała jonowi wodorowemu podczas elektrolizy wodnych roztworów kwasów , dlatego Thomson stwierdził, że w warunkach katodowych „mamy do czynienia z nowym stanem materii, stanem, w którym jej podział został znacznie bardziej zaawansowany niż w stanie gazowym, stanem, w którym występują różne rodzaje materii, tj. te pochodzące od wodoru, tlenu itp. stają się identyczne” itp. Pomimo licznych prac w tym zakresie, ze względu na trudności eksperymentalne, problematyka nie posunęła się stosunkowo naprzód; Dlatego wypada w tym miejscu je tylko zarysować i przy okazji przytoczyć recenzję Ostwalda, według której „podstawowe prawo elektrolizy, prawo Faradaya, okazało się całkowicie niemające zastosowania do materii lub ciał przewodzących prąd w gazach. Ta sprzeczność wyraża się to w ten sposób, że rzekomo badania przewodnictwa gazów wykazały istnienie cząstek materialnych kilkaset razy mniejszych od cząsteczki wodoru (200 razy), ale hipotetyczny charakter takiego wniosku jest oczywisty, a nadawanie nazw tym zjawiskom, które rządzą się zupełnie innymi prawami, jest niewłaściwe” (1901). Musimy poczekać na dalsze eksperymentalne wyjaśnienie tematu.

III. Prawo ekwiwalentów (por. System unitarny). Bergman zauważył już, że podczas mieszania roztworów dwóch soli obojętnych neutralność roztworu nie zostaje naruszona, ale nie zwrócił wystarczającej uwagi na tę okoliczność. Pierwszym, który podjął dokładne badania tego zjawiska był Wenzel (1740-43), który w swoim eseju „Vorlesungen über die chemische Verwandtschaft der Körper” (1777) położył podwaliny pod stechiometrię. Potwierdziwszy słuszność obserwacji Bergmana, Wenzel udzielił ich wyjaśnienia, które polegało na tym, że różne ilości różnych zasad i ziem, neutralizując tę ​​samą ilość dowolnego kwasu, powinny zobojętniać równe ilości dowolnych innych kwasów; innymi słowy, że stosunek mas dwóch ziem neutralizujących daną ilość pewnego kwasu pozostaje stały, gdy zobojętniają one wszystkie inne kwasy, co umożliwiło sprawdzenie analiz, a nawet obliczenie ilości dowolnej zasady niezbędnej do utworzenia średnia sól z danym kwasem, jeżeli znana była ilość potrzebnej do tego tylko jednej zasady; Sam Wenzel nie przywiązywał jednak do tej okoliczności szczególnej wagi, a jego dzieło nie zostało docenione przez współczesnych, choć było bardzo dokładne jak na tamte czasy. Najbliższy naśladowca Wenzela, Richter, nie był szczęśliwszy. Richter rozpoczął (1789-1802) od ułożenia w szeregu względnych ilości wagowych, w jakich kwasy łączą się z zasadami, tworząc obojętne sole. Ilości zasad potrzebne do zobojętnienia 1000 części kwasu siarkowego nazwał obojętnym szeregiem zasad; w ten sam sposób wyznaczył szereg obojętny różnych kwasów niezbędnych do zobojętnienia zadanych ilości różnych zasad. Pomimo stosunkowo małej dokładności swoich obliczeń Richter zauważył, że liczby obojętnych szeregów zasad są względem siebie proporcjonalne i to samo dotyczy obojętnych szeregów kwasów. W związku z tymi pracami następuje kolejne „odkrycie” Richtera, a mianowicie, że dokonał on obszernych obserwacji wielkości, w jakich metale wypierają się (patrz: Wypieranie) z soli obojętnych, tj. stałą ilość tlenu, a w przypadku wyparcia metali z soli jednego kwasu i takie ilości, w jakich łączą się one w postaci tlenków ze stałą ilością bezwodnika kwasowego [Aby to wyjaśnić, wystarczy wyobrazić sobie siarczan miedzi w postaci złożonego tlenku miedzi z bezwodnikiem siarkowym i napisać równanie wypierania miedzi przez żelazo:

CuO.SO3 + Fe = FeO.SO3 + Cu;

wynika: od 16 wt. jednostki kombajn tlenowy 63% wag. jednostki miedź i 56% wag. jednostki żelazo (Cu = 63 i Fe = 56 w liczbach okrągłych) i że (63 + 16) wag. jednostki tlenek miedzi i (56 + 16) wag. jednostki tlenki żelaza łączy się z 80% wag. jednostki bezwodnik siarkowy (S = 32 w liczbach okrągłych)]. Wcześniej Bergman badał wzajemne przemieszczanie się metali i swoje obserwacje opublikował w artykule: „De di ersa phlogisti quantitate in metallis”. Odkrył, że aby wyprzeć srebro z jego soli azotanowej, potrzebne są całkiem określone i stałe ilości innych metali; następnie badał wzajemne wypieranie metali z innych soli; Zaobserwowano duże różnice w ilościach wytrącających się metali, lecz podlegały one stałym prawom. Jako zwolennik teorii flogistonu Bergman patrzył na swoje liczby w następujący sposób: każdy metal po rozpuszczeniu zamienia się w „wapno”, to znaczy traci zawarty w sobie flogiston (patrz); a ponieważ wytrącony przez inny metal wytrąca się w stanie metalicznym, nie ma wątpliwości, że zostaje on przywrócony, ponownie połączony z niezbędną do tego ilością flogistonu, kosztem wytrącającego go metalu, a Bergman, opierając się na swojej eksperymentów doszedł do wniosku, że różne metale 1) są powiązane z różną ilością flogistonu i 2) że otrzymane przez niego liczby dają takie ilości metali, które zawierają równe ilości flogistonu. 20 grudnia 1783 Lavoisier podarował akademii pamiętnik „Sur la précipitation des substancji mé talkiques les unes par les autres” („Oeuvres etc.”, II, 528), w którym, odwołując się do wyników Bergmana, stwierdza, że ​​„jego zdaniem brak lub obecność flogistonu w metalach jest niczym więcej niż założeniem. W rzeczywistości, i można to stwierdzić, mając pod ręką wagę i miary, że w przypadku jakiejkolwiek kalcynacji metalu, niezależnie od tego, czy odbywa się ona na sucho, czy na mokro, za pomocą powietrza, wody lub kwasów, obserwuje się wzrost masy metalu spowodowany dodatkiem do niego ... tlenu (princip e oxygè ne) ... i dlatego, jeśli 31 funtów miedzi wystarczy do wytrącenia 100 funtów srebro w stanie metalicznym [Rzeczywista liczba to 29,46 jednostek wagowych miedzi na 100 jednostek wagowych srebra; eksperymenty Bergmana w tym przypadku były błędne o około 4%], co oznacza, że ​​taka ilość miedzi jest w stanie całkowicie połączyć się ze wszystkimi tlen zawarty w 100 funtach srebra... w stanie wapiennym”; ponadto Lavoisier nie bierze pod uwagę właśnie poczynionej słusznej uwagi i opierając swoje obliczenia na błędnych danych Bergmana, dochodzi do całkowicie błędnych wniosków. Kilka lat później pojawia się praca Richtera z dokładniejszymi danymi i wyjaśnieniami pozbawionymi sprzeczności ze wspomnieniami Lavoisiera. Richter ustala nawiasem mówiąc, że rtęć i żelazo tworzą z tlenem kilka określonych związków, ale wyniki swojej pracy przedstawia bardzo skomplikowanym językiem, w dodatku zawierają one liczne obliczenia odnoszące się do szeregu wyimaginowanych praw, które Richter sądził, że odkrył. Prawie wszystkie te prace pozostają niezauważone, a równość ilości tlenu zostaje następnie ponownie odkryta przez Gay-Lussaca (w 1808 r.), a istnienie różnych stałych składów tlenków żelaza i rtęci przez Proulxa podczas jego sporu (patrz odpowiednie artykuł) z Bertholletem. W 1782 roku Fischer zwrócił uwagę na prace Richtera i stwierdził, że wszystkie jego tablice szeregów neutralnych można połączyć w jedną, składającą się z dwóch serii: jednej zawierającej wyrażone liczbowo ilości zasad, a drugiej ilości kwasów niezbędnych do powstania soli obojętnych o wskazanej liczbie zasad. „Liczby te wyrażały zatem stosunki neutralności między zasadami i kwasami, a tabela, która je zawierała, podsumowała w wizualnej i wygodnej formie skład dużej liczby soli obojętnych”. Dzięki Fischerowi wyniki prac Richtera stały się powszechnie znane, jednak ich wpływ był bardzo niewielki, a to, co odkrył, zostało później odkryte na nowo. Tymczasem Wenzel i Richter odkryli fakt, że jeśli dwa ciała są w pewnym sensie połączone z trzecim Odp.:B, wówczas w tym samym stosunku mogą się one zastępować w całym szeregu ciał złożonych, a w konkretnym przypadku mogą w konsekwencji w tym samym stosunku lub w jego wielokrotności (patrz niżej) łączyć się ze sobą. Te charakterystyczne liczby Wollaston nazwał - odpowiedniki; w nowoczesnym podręczniki definiują ekwiwalenty jako (proporcjonalne) liczby pokazujące w jakich ilościach wagowych elementy są łączone w jedną masę. jednostki wodór lub go wymienić.

IV. Prawo wielokrotności należy do Daltona; historii jego powstania nie da się obecnie dokładnie odtworzyć; Zwykle formułuje się go w następujący sposób: jeśli dwa ciała A i B są połączone w kilku stosunkach, to masy ciała B na tę samą masę ciała A pozostają między sobą w prostych wielokrotnych stosunkach i jednocześnie w prostym i wielokrotnym stosunku z odpowiednikiem ciała B ; bardziej ogólne sformułowanie należy do Duhema (Duhem, „Le mixte et la combinaison chimique”, 1902, 73): „Niech C 1 , C 2 , C 3 ... będą różne elementy; dla każdego z nich możemy wybrać charakterystyczną dla niego liczbę, zwaną liczbą proporcjonalną (masę „atomową”) i otrzymać w następujący sposób tablicę liczb proporcjonalnych (masy „atomowe”): str. 1, str. 2, str. 3... Jeśli ciała C 1 , C 2 , C 3 ...łączą się ze sobą, wówczas masy łączących się ciał pozostają w relacji: λр l , μр m , νр n ... Gdzie λ, μ, ν są liczbami całkowitymi... Dalton i jemu współcześni nie zadowoliliby się wyrażeniem „liczby całkowite”, lecz powiedzieliby „całe liczby pierwsze”; ale to ograniczenie, słuszne, gdy pojawiła się chemia, staje się coraz mniej prawdziwe w miarę rozwoju; w szczególności sukcesy chemii organicznej zmusiły w wielu przypadkach do przypisywania liczb całkowitych λ, μ, ν... duże wartości; dzięki temu zanikł przypisywany im początkowo charakter prostoty; jak na przykład znaleźć to we wzorze parafiny, gdzie masy połączonego węgla i wodoru są powiązane jako λ razy proporcjonalna („atomowa”) masa węgla i μ razy proporcjonalna masa wodoru i gdzie λ I μ mają znaczenia: λ = 27, μ = 56?” Rzeczywiście zwykłe sformułowanie prawa nie ma zastosowania nie tylko do parafin (patrz), gdzie związek między wskaźnikami zawartymi we wzorach „proporcjonalnych wag” wodoru i węgla wyraża się jako ułamek 2 + 2/n, ale ogólnie do wszystkich nienasyconych szeregów węglowodorów, zaczynając od szeregu acetylenu, ponieważ jest on konsekwentnie równy: 2 - 2/n, 2 - 4/n, 2 - 6/n itp., gdzie N- wszystkie liczby. Musimy jednak zwrócić uwagę na to, że w takich porównaniach stosujemy „prawo” do przypadków, które nie odpowiadają przykładom, z których zostało ono wyprowadzone, a jego niezgodność z obserwacją nie jest wówczas zaskakująca. „Prawo” zostało ustanowione przez Daltona przy porównywaniu gazu bagiennego z etylenem i podczas badania tlenków azotu, a wystarczy zwrócić uwagę na współczesne wzory tych związków, aby zobaczyć, że porównano związki z różnych szeregów i o różnych stopniach utlenienia, w sposób słowo - różne skrajności, ale ze stałą masą jednego z zawartych w nich pierwiastków; i przy tym ograniczeniu „prawo” nadal obowiązuje, co widać nawet we wzorach węglowodorów, porównując ze sobą szeregi: C 2 H 2, C 3 H 2, C 4 H 2 ... , CH 4, C 2 H 4 , C 3 H 4 ..., C 2 H 6, C 3 H 6, C 4 H 6 ... itd.; Dzięki temu porównaniu znajdziemy stosunkowo proste liczby całkowite i zasadę, że „masy ciała W, na stałą masę ciała A, są ze sobą w wielokrotnych stosunkach”, wyrażonych jako stosunki liczb całkowitych; te same przykłady mogą również posłużyć do zilustrowania okoliczności, która szczególnie przyciągnęła uwagę Daltona, a mianowicie, że w skokach występują związki „chemiczne”; w istocie jest jasne, że w H 2 ma masę węgla równą 24, 36, 48, H 4 ma 12, 24, 36..., H 6 ma 24, 36, 48 itd., tj. powtarza się bardzo mała liczba liczb i tam nie ma ciągłości. Aby to wyjaśnić, Dalton zaproponował swoją hipotezę „atomową” [patrz „Alembic Club Reprints”, nr 2, 1893, „Podstawy teorii atomowej” J. Daltona a. Wollastona (1802-1808) i Ostwalda”. s „Klassiker etc.”, nr 3,1889: „Die Grundtagen der Atomthéorie” von J. Dalton u. W. H. Wollaston (1803-08). Poślubić. ponadto art. Debus"a (l.c.) Dahem"a (l.c.) i A. Hannequin, "Essai critique sur l"hypothese des atomes dans la science contemporaine" (str. 1899)]. Koncepcja atomowej struktury materii jest niewątpliwie bardzo istotna starożytne pochodzenie (patrz Substancja); najwyraźniej Dalton je ma (Roscoe a. Harden, „A New View of the Origin of Daltons Atomic Theory”, 1896; np. także w „Zeit. f. Ch.”, 1896), opracowane w ramach wpływ Newtona, który potrzebował atomów do zbudowania swojej teorii wypływu światła. Newton rozwinął swój pogląd w sprawach kończących swoją Optykę; Zatem w pytaniu XXXI Newton zadaje pytanie: „Czy najmniejsze cząstki ciał nie posiadają znanych właściwości, zdolności lub sił, które pozwalają im oddziaływać na odległość nie tylko na promienie światła w celu ich odbicia, załamania i odchylenia, ale także na wzajemnie i w ten sposób powodują większość zjawisk naturalnych”? Kiedy dwa ciała się łączą, Newton uważa to połączenie za konsekwencję wzajemnego przyciągania najmniejszych cząstek obu ciał na krótkich dystansach. „Czy kiedy potaż się rozprzestrzenia, nie dzieje się to na skutek wzajemnego przyciągania pomiędzy jego cząsteczkami a cząsteczkami wody unoszącej się nad nimi w postaci pary? I czy nie dlatego zwykła sól, saletra, witriol są mniej mgliste niż potaż, ponieważ mają mniejsze przyciąganie w stosunku do cząstek wody”? Bezpośrednim powodem przyjęcia przez Daltona poglądów atomowych była, jak się wydaje, (błędna, jak wiemy obecnie) obserwacja, że ​​tlenek azotu może reagować całkowicie z tlenem zawartym w powietrzu lub w stosunku 36 obj. NIE przy 100 obr./min powietrze lub w odniesieniu do 72 obj. NIE przy tych samych 100 obr./min. powietrze, w pierwszym przypadku powstaje kwas azotawy, a w drugim kwas azotowy; „Te fakty” – mówi – „wyraźnie wskazują na teorię procesu: pierwiastki tlenu mogą łączyć się z pewną ilością tlenku azotu lub z jej podwójną ilością, ale bez ilości pośrednich”. Do poglądów atomowych doszedł, badając rozpuszczalność różnych gazów w cieczach i ciśnienie gazów w mieszaninach. Przynajmniej widzimy, że nie więcej niż rok po wspomnianym doświadczeniu (6 września 1803 r.) był zajęty „obserwacjami ostatecznych cząstek ciał i ich kombinacji” oraz swoim przesłaniem „O absorpcji gazów przez wodę i inne płyny” – czytamy 21 października. 1803 („O absorpcji gazów przez wodę i inne ciecze”, przedruk w „Klassikerze” Ostwala, patrz wyżej) załączono pierwszą tablicę mas względnych (bardzo niedokładną) zatytułowaną: „Tabela mas względnych końcowych cząstek gaz i inne ciała”; w nim wymienione są pierwiastki: wodór, azot, węgiel, tlen, fosfor, siarka przeplatane różnymi związkami, pomiędzy którymi znajdują się pewne substancje organiczne, a przy każdej nazwie podana jest względna masa cząstek końcowych bez wyjaśniając, w jaki sposób autor je uzyskał. W 1804 roku przekazał swoje poglądy profesorowi Thomsonowi (z Edynburga), który odwiedził go w Manchesterze, a ten opublikował je (za zgodą Daltona) w 3. tomie swego podręcznika X., opublikowane w 1807 r. Wreszcie w 1808 r. zostały one określone przez samego Daltona w jego „A New System of Chemical Philosophy” (patrz „Klassiker” Oslwalda, l. s.). Poniższe fragmenty charakteryzują najważniejsze punkty poglądów Daltona. „Takie obserwacje (mówimy o obserwacjach trzech stanów ciał: gazowego, ciekłego i stałego) doprowadziły wszystkich do milczącej zgody, że ciała o znacznych rozmiarach, niezależnie od tego, czy są płynne, czy stałe, składają się z ogromnej liczby niezwykle małych cząstek , czyli atomy, materia utrzymywana razem przez siłę przyciągania, mniej lub bardziej znaczącą, w zależności od okoliczności; nazywamy to spójnością, gdy uniemożliwia rozdzielenie cząstek, lub… powinowactwem, gdy zbiera je ze stanu rozproszonego (np. np. gdy para zamienia się w wodę)... Dość istotnym pytaniem jest, czy końcowe (ostatnie) cząsteczki danej substancji, np. wody, są takie same, tj. mają ten sam wygląd, tę samą wagę itp. Na podstawie na tym, że wiemy, nie mamy podstaw zakładać między nimi jakiejkolwiek różnicy;... trudno sobie wyobrazić, aby agregaty nieidentycznych cząstek mogły być tak jednorodne. Gdyby niektóre cząstki wody były cięższe od innych , a jeśli przypadkiem część tej cieczy składała się głównie z (? ) z nich, to powinno to mieć wpływ na ciężar właściwy wody, którego nie zaobserwowano. Te same uwagi dotyczą innych organów. Musimy zatem dojść do wniosku, że końcowe cząstki dowolnego jednorodnego ciała są ze sobą całkowicie identyczne pod względem masy, kształtu itp. Innymi słowy, każda cząsteczka wody jest identyczna z każdą inną jej cząsteczką, każda cząstka wodór jest całkowicie identyczny z inną cząsteczką wodoru itp.” „Jednym z głównych celów tej pracy jest zwrócenie uwagi na znaczenie i korzyść płynącą z określenia względnej masy cząstek ostatecznych, zarówno prostych, jak i złożonych, liczby prostych cząstki pierwiastka wchodzącego w skład cząstki złożonej... Jeżeli dane są dwa ciała, A I B, skłonny do połączenia, wówczas możliwe są następujące kombinacje, zaczynając od najprostszego, a mianowicie:

1 atom ciała A+ 1 atom B= 1 atom Z, dwójkowy

1 atom + 2 atomy W= 1 atom D, potroić

2 atomy A+ 1 atom B= 1 atom MI, potroić

1 atom A+ 3 atomy W= 1 atom F, poczwórny

3 atomy + 1 atom W= 1 atom G, poczwórny

itp. Poniższe ogólne zasady można traktować jako wytyczne w badaniach związanych z syntezą chemiczną. 1) Jeżeli dla dwóch reagujących ciał można otrzymać tylko jeden związek, to należy przyjąć, że jest on binarny, chyba że jakiś powód zmusza do wyrażenia przeciwnego zdania. 2) Jeśli obserwuje się dwa związki (dla 2 pierwiastków), to należy sądzić, że jeden z nich jest binarny, a drugi potrójny. 3) Gdy znane są trzy związki, należy się spodziewać, że jeden z nich będzie binarny, a dwa potrójny. 4) Gdy znane są cztery związki chemiczne, to powinniśmy się spodziewać, że jeden z nich jest binarny, dwa potrójny, jeden czwartorzędowy itd. 5) Związek binarny musi być zawsze specyficznie cięższy niż zwykła mieszanina obu ciał składowych. 6) Związek potrójny musi być szczególnie cięższy niż mieszanina związku podwójnego i związku prostego, które po połączeniu mogłyby utworzyć związek złożony itp. 7) Podane zasady i uwagi mają jednakowe zastosowanie, gdy ciała takie jak Z I D, D I mi... Z zastosowania tych zasad wyciągamy następujące wnioski: 1) woda jest binarnym związkiem wodoru i tlenu i że względne masy obu atomów elementarnych wynoszą w przybliżeniu 1:7; 2) że amoniak jest binarnym związkiem wodoru i azotu i że względne masy obu atomów elementarnych wynoszą w przybliżeniu 1:5 względem siebie; 3) że tlenek azotu jest binarnym związkiem azotu i tlenu, których atomy ważą odpowiednio 5:7... We wszystkich przypadkach masy wyrażone są w atomach wodoru, z których każdy jest równy jeden... Ze względu ze względu na nowość, a także znaczenie pomysłów rozwiniętych w tym rozdziale, uznano za właściwe podanie tabel ilustrujących metody łączenia w niektórych najprostszych przypadkach... Elementy lub atomy takich ciał, które są obecnie uważane za elementarne, są oznaczone małymi kółkami z pewnymi konwencjonalnymi znakami (patrz Wzory); połączenie polega na zestawieniu dwóch lub więcej atomy ”... Obecnie mimowolnie rzuca się w oczy całkowita dowolność tych zasad przewodnich. Oczywiście skład związku nie zależy w żaden sposób od okoliczności, niezależnie od tego, czy znamy warunki tworzenia kilku związków, czy nie przez dwa elementy, a naszą niezgodę w tej kwestii z Daltonem najlepiej ilustruje fakt, że wzór H 2 O podajemy wodzie, a H 3 N amoniakowi, to znaczy pierwszy uważamy nie za binarny, ale potrójny ciało, a drugi - poczwórny - dlaczego skoro są dwa związki, to jeden powinien być binarny, a drugi trójskładnikowy, podczas gdy dla wodoru z tlenem znane są na pewno dwa związki, ale teraz rozważamy jeden trójskładnikowy - H 2 O, i drugi czwartorzędowy - H 2 O 2 (nadtlenek wodoru). Nie ma też wątpliwości, że stanowisko 5 stoi w ostrej sprzeczności ze wszystkimi reakcjami „podstawienia” i na przykład z klasyczną reakcją tworzenia się chlorowodoru:

H2 + Cl2 = 2HCl,

kiedy, jak wiadomo, ud. masa mieszaniny wodoru i chloru wynosi, w granicach dokładności obserwacyjnej, sp. masa chlorowodoru itp. Tymczasem wpływ poglądów Daltona na rozwój X. był ogromny i trwa do dziś; powstaje pytanie, co było tego przyczyną, skoro sama idea atomowej budowy materii nie należała do Daltona? O ile można sądzić, wpływ ten wynika z następujących okoliczności: 1) Nieciągłość otaczającej nas materii, brak w niej ciągłości dotyka nas tak bardzo, że nie możemy w przenośni wyobrazić sobie jej jako ciągłej i wszelkie próby w tym zakresie wytyczne okazały się jak dotąd niezwykle trudne do zrozumienia i nieskuteczne; Jest oczywiste, że w tych samych okolicznościach wśród starożytnych pojawiły się idee atomowe. 2) Dalton pokazał praktyczne zastosowanie poglądów atomowych w inżynierii chemicznej; przyjęcie, że atomy różnych pierwiastków różnią się masą względną [W tym względzie nie zgodził się z Higginsem (1790), który uważał, że podstawowe atomy są ze sobą identyczne, a wszystkie zaobserwowane różnice w materii przypisywał ich większym lub mniejszym skupiskom Poglądy Higginsa „a zostały wskrzeszone najpierw przez Prauta”, a obecnie przez J. J. Thomsona]; podał niezwykle prosty i łatwo dostępny schemat, w który z zadziwiającą łatwością wpisuje się istnienie zarówno związków o stałym składzie, jak i związków podlegających prawu „wielokrotnych stosunków”. Przejrzystość i stosowalność schematu w oczach kilku pokoleń chemików posłużyła nawet jako „wyjaśnienie” tych praw i dopiero teraz staje się jasne, że „stałość składu” jest możliwa znacznie częściej niż wcześniej sądzono, że czynnik wyznaczeniem tego jest znana zależność pomiędzy nieokreślonymi jeszcze ciałami reagującymi „natury”, rodzajem energii zewnętrznej działającej na układ i dostępnymi fizycznie heterogenicznymi kompleksami (fazami), z których się on składa. Jeśli chodzi o prawo „wielu stosunków”, nadal nie ma ono ogólnie przyjętego wyjaśnienia; Porównanie Walda z prawem parametrów wymiernych w krystalografii jest niezadowalające ze względu na brak jasności i niejasności głównych zapisów; N. S. Kurnakov zgadza się także z poglądem Walda w swoim raporcie „O topliwości stopów metali”, XI Kongres Nauk Przyrodniczych. i wr. w Petersburgu w 1901; trudno wątpić w równoległość obu stanowisk; jeśli jednak w krystalografii wymienione prawo ma w ogóle matematyczny dowód, który wydaje się opierać na niemożliwości istnienia kryształów kulistych, to nadal nie jest jasne, które równoległe stanowisko powinien przyjąć X. Z drugiej strony Duhem mówi: „Jest oczywiste, że odpowiedź ( teoria atomowa o zjawiskach stosunków wielokrotnych) jest zadowalający i można go nawet uznać za zwycięstwo teorii atomowej, zwycięstwo tym bardziej zauważalne, że to wyjaśnienie prawa stosunków wielokrotnych nie zostało później skorygowane, że wręcz przeciwnie, jest to w tym samym wieku co prawo, a może nawet poprzedzało jego odkrycie. Czy to zwycięstwo jest ostateczne? Aby tak było, konieczne jest, aby wyjaśnienie wielorakich stosunków podanych przez teorię atomową było nurtem prawdopodobnym, ale i jedynym możliwym.Kto jednak odważy się wziąć na siebie gwarancję tej interpretacji i ośmielisz się twierdzić, że nigdy nie będzie możliwe znalezienie innego? Możesz iść dalej; jeśli weźmiemy pod uwagę, z jaką łatwością, z jaką jasnością wszystkie zasady współczesnego X. pasują do wykładu, z którego zostaje wyrzucone nie tylko słowo, ale także sama idea atomów [Duhem ma na myśli wykład podany przez niego w cytowana praca („Le mixte et la com. chim.”, 1902).]; z drugiej strony, jeśli zwrócimy uwagę na sprzeczności, które natychmiast się pojawią, gdy tylko wyjaśnimy te zasady z atomowego punktu widzenia [por. Stallo, „La Mati ère et la Physique moderne.”], trudno obronić się przed myślą, że jedyny sukces teorii atomowej oznacza pozorne zwycięstwo, którego jutro nie jest gwarantowane; że teoria ta nie wprowadza nas w prawdziwą, obiektywną przyczynę prawa wielokrotnych stosunków; że ten powód trzeba jeszcze odkryć i w końcu, że współczesny X. nie przemawia na korzyść doktryny Epikura.” Niezależnie od tego, jak odpowie przyszłość, na razie chodzi o to: Dalton zauważył istnienie „wielu relacji” i uznał, że zjawiska te wynikają z idei atomowych, ponieważ odpowiadają najprostszym możliwym kombinacjom atomów; znamy obecnie ogromną liczbę układów o nieokreślonym składzie i to nie tylko w stanach gazowym i ciekłym, jak to miało miejsce u Daltona czasie, ale także w ciele stałym (od mieszanin izomorficznych Mitscherlicha do stałego roztworu Fan't Hoffa); Nie można powiedzieć, że zjawiska te są bezpośrednio sprzeczne z atomową budową materii, wymagają jednak wyjaśnienia, dlaczego nie są stale obserwowane, a oczywiste jest, że nie można już opierać się w tym wyjaśnieniu na „prostocie”. 3) Wreszcie, korzystając z prawa wielokrotnych stosunków, Dalton dał chemikom łatwo dostępne kryterium oceny, czy mają do czynienia z jednym pojedynczym ciałem, czy ze złożonym systemem utworzonym przez oddziaływanie dwóch lub więcej ciał stabilnych w warunkach doświadczalnych. Ta strona tematu nie została przez współczesnych jasno sformułowana, ale znaczenie samego prawa nie umknęło ich uwadze i wkrótce Thomson (1 stycznia 2010 r. 1808) stwierdza, że ​​w kwaśnej soli szczawiowo-potasowej kwas jest zawarty w prawie dwukrotnie większej ilości w porównaniu do przeciętnej soli, a Wollaston odkrywa (28 stycznia 1808) proste, wielokrotne proporcje dla niektórych soli kwasowych, węglowych i szczawiowo-kwasowych , a następnie Berzelius przejął wyznaczanie mas atomowych i poświęcił im kilka lat wytrwałej i niezwykle wnikliwej pracy [por. Ostwalda, „Klassiker”, nr 35, „Versuch die bestimmten und einfachen Verhältnisse autzufinden, nach velchen die Bestandtheile der unorganischen Natur mit einander verbunden sind, von J. Berzelius” – 1818-19; do tego głównego dzieła Berzelius dał później kilka dodatkowych artykuły.] Nie tu miejsce na rozmyślanie o trudnościach, jakie napotkali chemicy przy ustalaniu mas atomowych i o tym, jak stopniowo eliminowano reguły Daltona, a Berzelius sprowadził do tego prawa pojemności cieplnej pierwiastków stałych, izomorfizm Dulonga i Petita, Mitscherlicha ( 1819); Ograniczmy się do wskazania, że ​​to wszystko okazało się niewystarczające, a współczesne masy atomowe ustalono dopiero po powszechnym przyjęciu tzw. „teorii molekularnej” Avogadro-Ampere’a.

Prawa objętościowe Gay-Lussaca. Lavoisier („Oeuvres itp.”, I, 73 i 75) zauważył, że aby tlen łącząc się z wodorem utworzył wodę, należy przyjąć podwójną objętość wodoru na objętość; okoliczność tę później kwestionowano (Dalton na przykład uważał, że na 185 części wodoru powinno przypadać 100 objętości tlenu), dlatego ważne było, aby A. F. Humboldt i Gay-Lussac po niezwykle dokładnych jak na tamte czasy eksperymentach ustalili [ „Exp ériences sur les moyens endiométriques et sur la proporcja des principes constituants de l”atmosphè re”, 1805; zob. Ostwald, „Klassiker” nr 42.], że Lavoisier miał rację i że rzeczywiście około 200. wodór niezbędny do wytworzenia wody wynosi 100 obj. tlen. W tym czasie toczył się już spór między Proulxem i Bertholletem na temat stałości składu związków chemicznych, natomiast Dalton w swoim „Nowym systemie filozofii chemicznej” opowiadał się za niezmienionym składem atomowym „chemikaliów”. związków chemicznych, a zatem Gay-Lussac w 1808 r. (pamiętnik „Sur la Combinaison des Substancje gazuses, les unes avec les autres” [patrz Ostw. „Klas.” nr 42.) podjął długie badania nad oddziaływaniem różnych gazów; wyniki były korzystne dla poglądów Proulxa i Daltona, mianowicie Gay-Lussac stwierdził, że „kombinacje ciał gazowych między sobą zawsze zachodzą w bardzo prostych proporcjach, tak że przy jednej objętości jednego gazu 1, 2 i co najwyżej Łączymy 3 objętości drugiej.Te stosunki objętościowe nie są przestrzegane dla ciał ciekłych i stałych, ale są więc równe, a także dla mas reagujących ciał, co stanowi nowy dowód, że tylko w stanie gazowym ciała są w tym samym stanie okolicznościach i podlegają właściwym prawom. I to jest także charakterystyczne dla stanu gazowego.” Zwykle w współczesne podręczniki Obserwacje Gay-Lussaca podsumowują dwa prawa: 1) Objętości reagujących ciał w stanie gazowym i parowym są równe lub wyrażone w prostych stosunkach, wyrażonych jako stosunki prostych małych liczb całkowitych i 2) Objętość powstałego ciała w stanie gazowym lub parowym jest zawsze w prostym stosunku do objętości (gaz-para) każdej z zawartych w nim części składowych. Eksperymenty Gay-Lussaca najwyraźniej zakończyły spór między Bertholletem a Proulxem. Choć na pierwszy rzut oka może się to wydawać dziwne, Dalton zareagował na nie negatywnie, mianowicie w uzupełnieniu do swojego „Nowego systemu filozofii chemicznej” krytykuje obserwacje Gay-Lussaca na temat interakcji tlenku azotu i tlenu (w istocie błędne) i dodaje : „W rzeczywistości to, co twierdzi on na temat objętości, jest analogiczne do tego, co ja mówię na temat atomów; i gdyby można było udowodnić, że wszystkie gazy (płyny sprężyste) zawierają w równych objętościach jednakową liczbę atomów, czyli liczb związanych z 1, 2 , 3 itd., to obie hipotezy pokrywałyby się z tym wyjątkiem, że moja jest uniwersalna, a jego ma zastosowanie tylko do gazów. Gay-Lussac nie mógł nie zauważyć, że taka hipoteza została przeze mnie rozważona i odrzucona, jako bezwartościowa [Dalton nawiązuje do miejsca w swojej książce, w którym mówi, że miał kiedyś niejasne przekonanie, podzielane przez niego i wielu innych, że w równych objętościach dowolnych gazów (prostych i złożonych chemicznie) znajduje się równa liczba atomów, ale powinien porzuciliśmy go, po pierwsze, na podstawie obserwacji oddziaływania tlenu z tlenkiem azotu, gdy mieszanina równych objętości gazów czasami zmniejsza się o połowę, co wskazuje, że ciało końcowe ma mniej atomów na jednostkę objętości niż początkowe (to spostrzeżenie jest błędne), a po drugie dlatego, że takt. masa pary wodnej jest mniejsza niż uderzenie. masę tworzącego go tlenu, co byłoby niemożliwe, gdyby powstał z połączenia 2 atomów wodoru (2 obj.) z 1 atomem tlenu (1 obj.).], ale wskrzesił ten pomysł i zrobię kilka rzeczy na ten temat zauważa, chociaż nie wątpię, że on sam wkrótce dostrzeże niespójność swojego poglądu.” Dalton kończy w ten sposób: „Prawda jest taka, jestem przekonany, że gazy nigdy nie łączą się w równych lub prostych… objętościach; nigdzie nie ma bliższego przybliżenia matematycznej dokładności, jak w przypadku wodoru z tlenem, a jednak najdokładniejsze z moich eksperymentów pokazuje: tutaj przy 1,97 obj. wodór stanowi 1 obj. Teraz wiemy, że Gay-Lussac był niewątpliwie bliższy prawdy niż Dalton i to właśnie w przypadku wodoru i tlenu Morley i Scott wykazali, że rzeczywisty stosunek wynosił 2,002 do 1.

Stanowisko Avogadra. W czerwcu 1811 roku włoski fizyk A. Avogadro podjął się zadania pogodzenia poglądów Daltona z obserwacjami Gay-Lussaca w artykule pt. proporcje selon lesquelles elles entent dans le s combinaison” [Nomenklatura stosowana przez Avogardo w tym artykule różni się od naszej; jak zauważa J. Walker, jego cząsteczka = atom, cząsteczka (obojętna), mol écule inté grante = cząsteczka (przeważnie ciała złożone) , mol é cule constituante – cząsteczka ciała elementarnego i mol écule élé mentaire – atom ciała elementarnego, ale jedno z miejsc artykułu nasuwa myśl, że mol écule inté grante oznacza także atom (por. Ostwalda, „Klassiker”, nr 8).]. „Gay-Lussac wykazał w interesującym pamiętniku” – pisze Avogadro – „że kombinacje ciał gazowych zawsze występują w bardzo prostych stosunkach objętościowych i że w przypadku gazowego produktu reakcji jego objętość jest również w prostych stosunkach z objętościami reagujących ciał. Jednak wydaje się, że zależności między częściami masowymi związku zależą jedynie od względnej liczby reagujących cząsteczek (i ich mas) oraz od liczby utworzonych cząsteczek złożonych. W związku z tym należy stwierdzić, że istnieją bardzo proste zależności między objętościami ciał gazowych a liczbą tworzących je cząsteczek.Po pierwsze i , najwyraźniej jedyną akceptowalną hipotezę należy uznać za fakt, że liczba cząsteczek dowolnych gazów jest taka sama w równych objętościach lub jest zawsze proporcjonalna Rzeczywiście, gdyby dla różnych gazów w równych objętościach liczba cząsteczek była różna, trudno byłoby zrozumieć, że prawo rządzące odległością cząsteczek prowadzi we wszystkich przypadkach do tak prostego połączenia jak to jak wyżej, które zmuszeni jesteśmy rozpoznawać pomiędzy objętością a liczbą cząsteczek... Opierając się na tej hipotezie, najwyraźniej dysponujemy sposobem łatwego określenia względnych mas cząsteczek dla ciał zdolnych do istnienia w stanie gazowym, jak również jako względna liczba cząsteczek niezbędnych do reakcji; mianowicie, przy tym założeniu stosunki mas cząsteczek są takie same, jak stosunki ciężarów właściwych różnych gazów (w równych temperaturach i ciśnieniach), a względna liczba reagujących cząsteczek jest dana bezpośrednio przez stosunek objętości tworzące się gazy to połączenie. Na przykład, ponieważ liczby 1,10359 i 0,07321 wyrażają ciężar właściwy gazów tlenu i wodoru (waga równej objętości powietrza = jednostkowy ciężar właściwy [Te liczby są nieprawidłowe.], to ich stosunek, w przeciwnym razie stosunek między równymi masy objętościowe obu gazów, stanowią, zgodnie z naszą hipotezą, stosunek mas ich cząsteczek, z czego wynika, że ​​cząsteczka tlenu jest prawie 15 razy cięższa od cząsteczki wodoru, a dokładniej są one w stosunku z 15,074 do 1... [Podany tutaj stosunek jest niepoprawny (patrz Chemia wzorów). Aby zrozumieć rozumowanie Avogadra, oznaczmy masę cząsteczki tlenu przez M, masa cząsteczki wodoru do 1, wówczas masa określonej objętości tlenu będzie wynosić - xM, Gdzie X liczba cząsteczek tlenu w tej objętości i masa tej samej objętości wodoru = x 1(według stanowiska). Znane bity. masy obu gazów w względnych. do powietrza, tj. ilości: (xM)/s I (x 1)/p, Gdzie R - ciężar równej objętości powietrza; to oczywiste [(xM)/p]:[(x 1)/p] = M/1, tj. równy stosunkowi mas cząsteczek tlenu i wodoru, przy czym ta ostatnia jest przyjęta jako konwencjonalna jednostka miary.]. Z drugiej strony, skoro wiemy, że stosunek objętości wodoru i tlenu podczas tworzenia wody wynosi 2:1, to wiemy, że woda powstaje w wyniku oddziaływania każdej cząsteczki tlenu z dwiema cząsteczkami wodoru. .. Istnieje jednak uwaga, która na pierwszy rzut oka przemawia przeciwko założeniu naszej hipotezy dotyczącej ciał złożonych. Wydaje się konieczne, aby złożona cząsteczka utworzona w wyniku oddziaływania dwóch lub więcej cząsteczek ciał prostych miała masę równą sumie mas tych ostatnich; lub w szczególności, gdy ciało złożone otrzymuje się w wyniku oddziaływania 1 mola. jedno ciało z 2 lub kilkoma molami. inny korpus, tak aby liczba skomplikowanych filarów. pozostała równa liczbie moli. pierwsze ciało. W języku naszej hipotezy jest to równoznaczne z faktem, że gdy gaz łączy się z dwiema lub większą liczbą objętości innego gazu, objętość związku w stanie gazowym musi być równa objętości pierwszego gazu. Tymczasem w ogromnej liczbie przypadków nie jest to przestrzegane. Przykładowo, objętość wody w stanie gazowym, jak pokazał Gay-Lussac, jest dwukrotnie większa od objętości tlenu użytego do jej wytworzenia, czyli, co to samo, równa objętości wodoru, a nie równa objętości tlenu. Ale ukazuje się także sposób interpretacji tych faktów zgodnie z naszą hipotezą; mianowicie zakładamy: 1) że cząsteczki jakichkolwiek ciał elementarnych... nie są utworzone przez pojedyncze cząsteczki elementarne (atomy), lecz składają się z pewnej ich liczby, połączonych wzajemnym przyciąganiem, oraz 2) że gdy cząsteczki innego ciała łączą się z cząsteczkami pierwszego, tworząc złożoną cząsteczkę, następnie integralna cząsteczka, która powinna zostać utworzona, rozpada się na dwie lub więcej części utworzonych z połowy, ćwiartki itp. liczba cząsteczek pierwszego ciała wchodzących w połączenie, połączone z połową, jedną czwartą cząsteczek drugiego ciała... tak, że liczba końcowych cząsteczek staje się podwójna, czterokrotna itd. w porównaniu z tym, co byłoby bez rozpadu i właśnie taką jak wymaga obserwowany stosunek objętości powstałego gazu [„Na przykład końcowa cząsteczka wody musi składać się z półcząsteczki tlenu połączonej z jedną cząsteczką lub dwiema półcząsteczkami wodoru” (ok. Avogadro). Akt połączenia 2 tom. wodór z 1 obj. Avogadro wyobraża sobie tlen jako związek 2x Mówią wodór z 1 x Mówią tlen z utworzeniem początkowo 1x skomplikowane mola woda, każda zawierająca 2 mole. wodór i 1 mol. tlen, ale następnie rozpada się na 2x prostszy mol., którego masa jest już równa

(2x mol. wodór + x mol. kwas)/2x = (2 mol. wodór)/2 + (mol. kwas)/2 = mol. wodór + (mol kwasu)/2;

każda objętość pary wodnej zawiera 2 razy mniej tlenu niż równa objętość gazowego tlenu, zawartego w tym ostatnim X Mówią kwaśny i zawiera równą ilość pary

x mol. woda = x (mol. wodór + mol. kwas./2).].

Przeglądając różne, najlepiej zbadane związki gazowe, znajduję jedynie przykłady podwojenia objętości jednego z terminów, łączenia się z dwiema lub większą liczbą objętości innego ciała [Wyrażenie jest błędne, ale niestety często używane. Nie ulega wątpliwości, że nie obserwuje się tu podwojenia objętości, wręcz przeciwnie, ulega ona zmniejszeniu; Avogadro mówi o podwojeniu ze względu na to, że zgodnie z jego założeniem początkowo objętość reagujących ciał zmniejsza się do jednej objętości. Dziś można dać z siebie znacznie więcej złożone przykłady oraz równanie na powstawanie siarkowodoru w temp. temperatura wrzenia siarki:

S 8 + 8H 2 = 8SH 2

Avogadro musiałby wyjaśnić powstanie początkowo złożonej cząsteczki S 8 Η 16 i późniejsze zwiększenie jej objętości: S 8 H 16 = 8SH 2.]. Widzieliśmy to już w przypadku wody. Podobnie wiemy, że objętość amoniaku jest dwukrotnie większa od objętości zawartego w nim (wolnego) azotu. Ale możliwe jest, że w innych przypadkach cząsteczki zostaną podzielone na 4, 8 itd. Możliwość takiego podziału należy spodziewać się a priori... Jaki realny pomysł moglibyśmy sobie sformułować na temat faktycznego połączenia dwóch ciał gazowych oddziałując w jednakowych ilościach i nie zmieniając ich, jak np. w przypadku tlenku azotu [Skład i specyfikacja. masę tlenku azotu podaje się we wzorze NO, którego powstawanie z azotu i tlenu można przedstawić jedynie za pomocą równania

N2 + O2 = 2NO.

W rzeczywistości reakcja ta nie została jeszcze przeprowadzona. Dobre przykłady reakcje mogą służyć:

H2 + Cl2 = 2HCl,

H2 + Br2 = 2HBr,

zachodzące bez zmiany objętości.]. Mając hipotezę o podzielności cząsteczek, łatwo zauważyć, że połączenie faktycznie zamienia dwa rodzaje cząsteczek w jeden i że musiałoby nastąpić zmniejszenie przynajmniej objętości jednego z gazów, gdyby każda złożona cząsteczka (patrz uwaga powyżej) nie zostały podzielone na dwie inne, o identycznym charakterze... Opierając się na arbitralnych założeniach dotyczących najbardziej prawdopodobnej liczby cząsteczek (atomów) w związkach, Dalton próbował ustalić zależności pomiędzy cząsteczkami ciał prostych. Nasza hipoteza... pozwala nam skorygować jego dane... Na przykład Dalton zakłada, że ​​woda powstaje w wyniku połączenia wodoru i tlenu, cząsteczka po cząsteczce (atom po atomie). Z tego oraz z względnych mas obu ciał zawartych w wodzie wynika, że ​​masę cząsteczki tlenu należy powiązać z masą cząsteczki wodoru w przybliżeniu 7½ do 1, czyli według własnego szacunku Daltona , jak 6 do 1. Według naszej hipotezy stosunek ten jest tylko dwukrotnie większy i wynosi = 15:1. Jeśli chodzi o cząsteczkę wody, powinna ona być równa w okrągłych liczbach 15 + 2 = 17 (przyjmując cząsteczkę wodoru jako 1), gdyby nie była podzielna przez 2; ale w wyniku tego podziału staje się o połowę mniejszy, tj. 8½, a dokładniej 8,537, co można bezpośrednio znaleźć dzieląc takt. masa pary wodnej, tj. 0,625 (Gay-Lussac; ciężar właściwy podawany jest w stosunku do powietrza) na ciężar właściwy. masa wodoru wynosi 0,0732. Masa ta różni się od 7, przypisywanego przez Daltona cząsteczce wody, jedynie ze względu na różnicę w liczbach przyjętych przez Daltona na skład wody” itd. Nie jest zaskakujące, że poglądy Avogadra były mało doceniane przez jego współczesnych. Dalton nie mógł zgodzić się z nimi, ponieważ ogólnie wątpił w słuszność obserwacji Gay-Lussaca, a poza tym poglądy Avogadra były sprzeczne z jego przekonaniami o niepodzielności atomów; bardziej dziwne jest to, że artykuł Avogadra pozostał później całkowicie zapomniany i że nawet teraz istnieje wiele nieporozumień na ten temat można znaleźć w podręcznikach argumentację. Należy wyraźnie zauważyć, że stanowisko Avogadro: „Równe objętości dowolnych gazów w jednakowych temperaturach i ciśnieniach zawierają taką samą liczbę cząsteczek” lub odwrotnie: „Równe objętości odpowiadają jednakowej liczbie cząsteczek gazów w równych temperaturach i ciśnieniach” nie stanowi, ściśle rzecz biorąc, „hipotezy”, ale definicję czysto warunkową i nic więcej [Ostwald w swoim „Grundlinie” nazywa to postulatem Avogadro.]; Akceptując ją wyrażamy zgodę na reprezentowanie naszych związków w taki sposób, aby ich reakcje były zgodne z prawami Gay-Lussaca, tj. to znaczy tak, że każdy wzór odpowiada w stanie gazowym pewnej konwencjonalnej normalnej objętości w normalnych warunkach i jest jasne, że możemy w ten sposób wyrazić wszystkie przemiany, którymi zajmuje się X., ponieważ wszystkie można sobie wyobrazić jako zachodzące w stanie gazowym ; to, że nasze wzory są zbieżne z rzeczywistością nie tylko w temperaturze i ciśnieniu doświadczalnym, ale także w innych, wynika po prostu ze stosunkowo szerokiego zastosowania praw Boyle'a-Mariotte'a i Charlesa-Gaya-Lussaca (patrz Gazy). Kiedy pojawiły się dane eksperymentalne dotyczące rytmu. masy danej pary nie zgadzają się z oczekiwanym wzorem, wówczas zazwyczaj szukamy temperatury i ciśnienia, przy których zaobserwowano taką zgodność, lub całkowicie ignorujemy dane eksperymentalne i piszemy wzory „molekularne”, które nie odpowiadają „Prawo” Avogadro; Zatem w dowolnym organicznym X. można znaleźć cząsteczkę kwasu octowego. ma wzór: C 2 H 3 O (OH), że istnienie 3 atomów wodoru w kwasie octowym, a nie w postaci pozostałości wodnej, wynika z faktu, że działając na kwas chlorem, możemy kolejno zamień 1/3, 2/3 i na koniec 3/3, czyli cały wodór to chlor; a tymczasem nie ulega wątpliwości, że w temp. wrząc, wzór pary kwasu octowego odpowiada ściśle - C 4 H 8 O 4, a wzór kwasu monochlorooctowego jest bliższy C 4 H 6 Cl 2 O 4 niż C 2 H 3 ClO 2. Takich przykładów można by podać znacznie więcej, ale ten już wyraźnie pokazuje, że nie mamy do czynienia z „prawem Avogadra”, czyli nie ze stosunkiem liczbowym, który jest obiektywny i niezależny od naszej dowolności, ale ze sposobem wyrażanie, obliczanie danych eksperymentalnych. Jest możliwe, że prawdziwy numer cząsteczki zawarte w danej objętości dowolnego gazu (chyba że cząsteczki reprezentują naszą fikcję) nie ma związku z liczbą cząsteczek ustaloną na podstawie twierdzenia Avogadro i można sobie wyobrazić, że w równych objętościach dwóch gazów (w jednakowych temperaturach i ciśnieniach) istnieje w rzeczywistości jest ich zupełnie inna liczba [Ponieważ prawo Boyle’a i Charlesa – PV = CZ nie jest matematycznie dokładne, to nawet biorąc pod uwagę, że stanowisko Avogadra jest ściśle zgodne z rzeczywistością, musimy przyznać, że matematyczna równość cząsteczek w równych objętościach dwóch gazów jest możliwa tylko w pewnej określonej temperaturze i pod pewnym ciśnieniem (lub przy pewnym pewnym i sztuczne stosunki między masami gazów a zajmowanymi przez nie objętościami).]; Takie założenie nie będzie miało żadnego wpływu na prawa Gay-Lussaca, które zostały znalezione eksperymentalnie i są całkowicie niezależne od naszych wyobrażeń o strukturze materii: pozostaną tak samo niewytłumaczalne, jak „prawo wielokrotnych” relacji, które reprezentują dla ciał gazowych, jest niewytłumaczalne. Jest to bardzo niefortunne, gdyż w niektórych podręcznikach X. można znaleźć matematyczny dowód słuszności „prawa”, a w dodatku dowód zainicjowany przez Maxwella („Teoria ciepła”, L., 1894, 325 ; „Prawo Gay-Lussaca”). „Rozważmy” – mówi – „przypadek, w którym dwa gazy znajdują się w równowadze termicznej. Pokazaliśmy już, że jeśli Μ 1 i M 2 przedstawiają masy poszczególnych cząsteczek tych gazów, a V 1 i V 2 odpowiednich prędkości mieszania, konieczne jest, aby zgodnie z równaniem (1) w równowadze termicznej

M 1 V 1 2 = M 2 V 2 2 .

Jeżeli ciśnienia obu gazów P 1 i P 2 i liczbę cząsteczek na jednostkę objętości N 1 i N 2, następnie zgodnie z równaniem (2)

p 1 = 1/3 M 1 N 1 V 1 2

R 2 = 1/3 M 2 N 2 V 2 2 ;

jeśli ciśnienia są równe, to

M 1 N 1 V 1 2 = M 2 N 2 V 2 2,

i jeśli temperatury są równe, to

Μ 1 V 1 2 = Μ 2 V 2 2 ;

dzieląc dwa ostatnie równania wyraz po wyrazie, znajdujemy to Ν 1 = N 2(6) lub że gdy dwa gazy mają tę samą temperaturę i to samo ciśnienie, to liczba cząsteczek na jednostkę objętości jest dla obu gazów taka sama.” Dla piszącego wydaje się oczywiste, że nawet gdy ciśnienia dwóch różnych gazów są równe , będące w równowadze temperaturowej, wyrażenia na R 1 I R 2 nie można ich porównać, dopóki nie zostanie udowodnione, że musi to oznaczać równe objętości obu gazów; zakłada to Maxwell, ponieważ N 1 i N 2 mówią o „jednostkach objętości”, jednak potrzeby przyjęcia takiego założenia nie można uważać za oczywistą, gdyż raz ustalone ciśnienie gazu nie ma żadnego związku z objętością zajmowaną przez gaz. Dzięki temu arbitralnemu wyborowi sam stał się nieokreślonym problemem zdecydowane rozwiązanie. Clausius (1857) był pod tym względem bardziej ostrożny; założył, że równe objętości gazów zawierają taką samą liczbę cząsteczek i z tego wywnioskował, korzystając z kinetycznej teorii gazów, że ich siły życiowe powinny być równe. Zatem nie możemy mieć dowodu na stanowisko Avogadro, ale nie ma wątpliwości, że gdy przyjmiemy jego definicję, będziemy w stanie łatwo ustalić względne masy cząsteczek (względne masy równych objętości gazów); całość sprowadza się do dwóch definicji beatu. masy porównywanych gazów i, jak widzieliśmy powyżej, jest zupełnie obojętne w stosunku do tego, w jakim gazie wyznaczane są dudnienia. waga. Avogadro uważał cząsteczkę wodoru za jednostkę masy cząsteczkowej (patrz wyżej); Obecnie bardzo często za taką jednostkę uważa się atom wodoru. Kolejne pytanie dotyczy tego, ile atomów wodoru znajduje się w jego cząsteczce i jaką definicję słowa „atom” można podać, kierując się terminologią Avogadra. Z doświadczenia wynika, że ​​podczas chemicznego oddziaływania ciał gazowych często jedno z nich po przemianie zawiera się w większej objętości niż przed doświadczeniem; więc na przykład wskazano powyżej, że dana masa tlenu w postaci pary wodnej zajmuje dwukrotnie większą objętość niż ta sama masa czystego tlenu wzięta w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia; razem z Avogadro wyrażamy to mówiąc, że podczas powstawania wody cząsteczka tlenu dzieli się na dwie absolutnie identyczne połowy i dlatego przyznajemy, że reakcje chemiczne może towarzyszyć rozszczepienie molekularne; doświadczenie pokazuje, że podział ten często sięga tak daleko, że w inny sposób jest dla nas niedostępny; więc na przykład, jeśli pozostaniemy przy wspomnianym przykładzie, niezależnie od tego, jak wysokie temperatury porównamy parę wodną z tlenem, dana objętość gazowego tlenu będzie zawsze zawierać jego wagowo dwa razy więcej niż będzie zawarta w jednakową objętość pary wodnej. Z kolei słowo „atom”, pochodzące z gr. śl. άτομος - niepodzielny, zmusza nas do wyznaczenia nim takiej masy materii, że możemy uznać ją za niezdolną do dalszego uproszczenia przez podział. Stąd współczesna definicja atomu: jest to - najmniejsza masa danego pierwiastka, z jaką wchodzi on w skład chemicznie złożonych cząsteczek, to znaczy cząsteczki takich ciał, w których oprócz tego pierwiastka znajduje się co najmniej jeden inny pierwiastek. Aby rozwiązać postawione powyżej pytanie, należy następnie określić rytm. masy wodoru różnych związków wodoru, określ na podstawie analizy, jaka część tych uderzeń. masy wyrażone w cząsteczkach wodoru przypadają na wodór, a najmniejszą przyjmuje się jako jego atom; Zgodnie z prawem Gay-Lussaca związek pomiędzy znalezioną masą a masą cząsteczki wodoru należy wyrazić prostą, czyli stosunkowo małą liczbą całkowitą. Możesz to zrobić inaczej; możesz porównać objętości związków gazowych z objętością zawartego w nich wodoru; stosunek wyrażony największą liczbą całkowitą daje nam miarę podzielności cząsteczki wodoru. Dla wyjaśnienia weźmy jako przykłady związki wodoru: gaz bagienny (związek węgla i wodoru), amoniak (związek azotu i wodoru), wodę (związek tlenu i wodoru) oraz chlorowodór (skład pierwiastkowy jest podana przez samą nazwę); pokonać masa wodoru pierwszego = 8, tj. masa X Mówią gaz bagienny: waga X Mówią wodór = 8, skąd mol. gaz bagienny = wagowo 8 mol. wodór; analiza pokazuje, że ¼ tej ilości to wodór, śladowy, mol. gaz bagienny składa się z węgla (o masie 6 moli wodoru) i 2 moli. wodór; pokonać masa amoniaku = 8½ i 1½ wag. jednostki z tej ilości stanowi wodór; następnie, rozumując w poprzedni sposób, dochodzimy do wniosku, że 1 mol. amoniak składa się z azotu (o masie 7 moli wodoru) i 1½ = 3/2 mola. wodór; skład cząsteczki wody - tlen (w ilości = 8 moli wodór) i 1 mol. wodór; wreszcie pokonać. masa chlorowodoru = 18,25, z czego tylko 0,5 to wodór; następnie cząsteczka chlorowodoru składa się z chloru (= 17,75 mol. wodoru) i ½ mola. wodór; ostatnia wartość jest najmniejszą, jaką znaleźliśmy; Dlatego możemy założyć, że cząsteczka wodoru jest podzielna na pół i tę połowę można tymczasowo przyjąć jako „masę atomową” wodoru. Oczywiście, do tego samego wniosku prowadzi rozpatrywanie tych związków pod kątem ich składu objętościowego; Liczby podane powyżej mówią dokładnie, że 1 obj. gaz bagienny wynosi ½ obj. zawarty w nim wodór, 1 obj. amoniak = 2/3 obj. zawarty w nim wodór, 1 obj. para wodna = 1 obj. zawarty w nim wodór i wreszcie 1 obj. chlorowodór to dwukrotność objętości zawartego w nim wodoru; największy wzrost nastąpił w tworzeniu się chlorowodoru i według Avogadra musimy przyznać, że cząsteczka wodoru dzieli się na dwie części. Liczne badania składu szerokiej gamy związków wykazały, że nie ma związków skomplikowanych chemicznie, których cząsteczka zawierałaby mniej niż połowę cząsteczki wodoru; Możemy zatem ostatecznie nazwać tę wielkość atomem wodoru [por. jednak doświadczenia J. J. Thomsona.] i oznaczając ją literą H, napisz cząsteczkę wodoru H 2. Aby znaleźć oud. masę gazu w stosunku do wodoru, musimy przyjąć stosunek mas równych objętości gazu i wodoru (w określonej temperaturze i ciśnieniu), zawierającego z definicji równą liczbę cząsteczek, a zatem to uderzenie. waga

D = (xM)/(xH2),

Gdzie X- nieznana nam liczba cząsteczek obu gazów, M jest masą cząsteczki danego gazu, oraz H 2 - masa cząsteczki wodoru, czyli inaczej: masa cząsteczkowa gazu D razy masa cząsteczkowa wodoru; kiedy wyrażamy to w atomach wodoru (w połowie cząsteczki wodoru), to jest równe 2D razy masa atomowa wodoru. Zwykle za jednostkę miary przyjmuje się tę ostatnią; Następnie

M = 2D,

ale trzeba o tym pamiętać w tym wyrażeniu D jest liczbą abstrakcyjną, a 2 ma nazwę, ponieważ zastępuje 2 atomy wodoru, a już wcześniej wskazano (patrz Wzory), że w przypadku, gdy weźmiemy pod uwagę tlen = 16, wówczas masa atomowa wodoru = 1,008, itd., Następnie

M” = 2·1,008D,

Gdzie M" reprezentuje wzór, w którym wszystkie masy atomowe są przypisane do O = 16, a D pokonać masa pary (gazu) w stosunku do wodoru. Aby zapoznać się z objętością gram cząsteczek przy H 2 = 2 i O 2 = 32, zobacz Wzory chemiczne. Na zakończenie należy zaznaczyć, że oprócz Avogadra w tej samej sprawie pisali: Ampere („Ann. de chim.” 90, 1814, przeł. niemiecki, w „Klassik.” Ostwalda, nr 8) , Godin (Gandin, „Ann. chim. phys.”, 35, 1833: „Recherches sur lastructure intime dos corps inorganiques d é finis etc.” [Artykuł został napisany z zadziwiającą przejrzystością, ale nie został zrozumiany przez współczesnych i został potem zapomniano; nawiasem mówiąc, Gaudin przedstawił równe objętości gazów w równych kwadratach - urządzenie mnemoniczne wprowadzone później przez Goffmana.], Gerard (patrz System unitarny), a zwłaszcza Cannizzaro (St. Cannizzaro, „Nuovo Cimento”, 7 września 1858: „Sunto di un corso di filosofi a chimica fatto nella Reale Universita di Genova”; po niemiecku w „Klassiker” Ostwalda, nr 30), który na nowo odkrył Avogadro. Nie sposób nawet wymienić wszystkich zarzutów wobec tutaj „prawo, Avogadro”. Wystarczy, jako przykład nieporozumień, wskazać, że ciężar właściwy par amoniaku w stosunku do wodoru okazał się równy nie połowie wzoru, ale jednej czwartej, tj.

NH4Cl/4 = NH4Cl/2H2,

z czego wynika, że ​​cząsteczka wodoru odpowiada

NH4Cl/2 = N/2 + H4/2 + Cl/2;

ponieważ w warunkach parowania NH 4 Cl nie można było dopuścić do rozszczepienia „atomów” azotu i chloru, czyli zmian w tych pierwiastkach, G. Saint-Claire Deville uznał za nienormalną gęstość par NH 4 Cl być dowodem na błędność „prawa Avogadra”. Najpierw S. Cannizzaro [śr. E. Mitscherlich, „Ueber das Verh ältniss des spec. Gewichts de r Gasarten zu den chem. Proportionen”, „Ann. Ch. Ph.”, 12, 1834 i „Gesamm. Abhandl.”.] wskazał, że różnicę zdań można wyjaśnić poprzez rozkład NH 4 Cl na NH 3 i HCl, które powinny zajmować objętość 2 „cząsteczek” wodoru. Bezpośrednie doświadczenie Pebala potwierdziło później tę tezę. Należy zauważyć, że w wielu przypadkach nieprawidłowe bicie. masy pary, nadal nie przeprowadzono badań eksperymentalnych powstałych produktów, dlatego może się zdarzyć, że obecnie przyjęta interpretacja okaże się później błędna. Czyli na przykład spadek temperatury uderzenia wraz ze wzrostem temperatury. masę par kwasu octowego, osiągającą C 4 H 8 O 4 / 2H 2, zwykle wyjaśnia się wyrażeniem:

ale możliwa jest również następująca reakcja:

(bezwodnik octowy) + H 2 O itp. Wszystkie współczesne masy atomowe pochodzą zgodnie z definicją Avogadra, a zatem wszystkie współczesne substancje chemiczne. równ. (szczególnie w przypadku ciał gazowych) może służyć jako ilustracja praw objętościowych Gay-Lussaca.

Inne prawa służące do wyznaczania mas cząsteczek, atomów i równoważników. Nie wszystkie związki i pierwiastki mają zdolność przejścia w stan gazowy. W takich przypadkach jesteśmy pozbawieni możliwości ustalenia względnej masy cząsteczki za pomocą uderzenia. masę pary (patrz Wyznaczanie gęstości pary), dlatego nie możemy bezpośrednio określić, z jaką (najmniejszą) masą atomową wchodzi dany pierwiastek w cząsteczki tych ciał. Tę ostatnią wartość można jednak w takich przypadkach wyznaczyć pośrednio, wykorzystując pewne właściwości roztworów (patrz Roztwory, Krioskopia i Ebulioskopia) lub na podstawie izomorfizmu (patrz); możemy ustalić wartość masy atomowej, korzystając z prawa Dulonga i Petita lub prawa okresowego D. I. Mendelejewa (patrz Prawo okresowości i Masy atomów); wreszcie równoważną wartość można ustalić, korzystając z prawa elektrolitycznego Faradaya (patrz Elektroliza i Dysocjacja elektrolityczna). - O ilościowych prawach przemian chemicznych, prawie działania mas i prawie Hoffa - patrz: Powinowactwo chemiczne, Równowagi chemiczne, Odwracalność reakcji chemicznych.

Historia rozwoju poglądów chemicznych, oprócz tego artykułu, była wielokrotnie omawiana w tym Słowniku. Zobacz: Alchemia, materia, powietrze, masy atomowe, glikole, gliceryna, dualizm, podstawienie, izomeria, kwasy, metale i metaloidy, kwas mlekowy., Odwracalność chemiczna. reakcje, Parafiny, Okresowość pierwiastków chemicznych, Nasycone kwasy organiczne, Pseudomeria, Rodniki, Sól, Stereochemia, Termochemia, Kwas octowy. (struktura), Układ unitarny, Flogiston, Wzory chemiczne, Nazewnictwo chemiczne, Struktura chemiczna, Powinowactwo chemiczne, Teoria typów chemicznych, Elektrochemia, Elektroliza, Dysocjacja elektrolityczna, Etyl, Teoria eteru, Teoria jądrowa i biografie wszystkich wybitnych chemików. Historyczny informacje o pierwiastkach i najważniejszych związkach chemicznych - zobacz dedykowane im artykuły.

A. I. Gorbow. Δ.

Słowniki języka rosyjskiego