ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Соединительные веса из "Основные законы химии. Т.1" В описанной схеме есть один большой недостаток, из-за которого никто не принимал закон Рихтера всерьез. Дело в том, что многие элементы имеют больше одного соединительного веса. Действительно, углерод образует еше один оксид (мы уже знаем, что это моноксид углерода, СО), в котором отношение масс углерода и кислорода составляет только 3 4. Это означает, что соединительный вес углерода следует повысить до 6 либо соединительный вес кислорода понизить до 4. В этане ,Hg соединительный вес углерода равен 4. в этилене С2Н4 он равен 6, а в ацетилене СоН, достигает 12. Ожидаемый оксид серы SO вообше не обнаруживается, а в двух наиболее распространенных оксидах, SO, и SO3, сера имеет соединительные веса 8 и 5 соответственно (рис. 6-4). [c.278] Дальтон придавал столь же большое значение весовым измерениям, как и Лавуазье, но, кроме того, Дальтон предложил удобное символическое обозначение атомов, показанное на рис. 6-5. Предложенный Дальтоном символ водорода означает нечто большее, чем просто произвольное количество водорода. Он означает один атом водорода либо некоторое стандартное весовое количество водорода, содержащее стандартное число атомов (подобно тому как атомная масса элемента содержит авогадрово число его атомов). Это придавало химическим формулам и уравнениям не только символический, но и количественный смысл. [c.280] Дальтон принял в качестве отправной точки таблицу соединительных весов элементов и задался вопросом, почему должно быть постоянным количественное отношение соединяюшихся элементов. Его ответ заключался в следующем всякое соединение состоит из большого числа одинаковых молекул, каждая из которых построена из одного и того же небольшого числа атомов, связанных между собой одинаковым образом. Но все же Дальтону еше необходимо было знать, какое именно число атомов углерода и кислорода соединено друг с другом в каждой молекуле оксида углерода и сколько атомов водорода и кислорода соединено друг с другом в молекуле воды. Лишенный возможности руководствоваться иными соображениями, он выдвинул правило простоты , которое вначале очень помогало ему, но затем привело к серьезному затруднению. Наиболее устойчивыми двухкомпонентными молекулами, рассуждал Дальтон, должны быть простейшие двухатомные молекулы типа АВ. Если известно только одно соединение двух элементов, оно должно иметь формулу АВ. Следующими по устойчивости должны быть трехатомные молекулы типа АВ и А В. Если известны только два или три соединения двух элементов, они должны принадлежать к этим трем типам. Это правило было одним из принципов экономии , подобным правилу минимизации энергии в механике или принципу наименьшего действия в физике, которые верно сформулированы не во всех случаях. Дальтон оказался здесь на неверном пути. [c.281] Аналогичные рассуждения заставили его в случае оксидов азота отбросить варианты I и 3, так как пятиатомные молекулы противоречили его правилу простоты поэтому он верно определил и атомную массу азота, равную 7 (это значение могло быть получейо в том случае, если бы атомная масса кислорода была принята равной 8). [c.282] Поскольку молярное отношение водорода к азоту (а следовательно, и отношение числа их атомов) в аммиаке составляет 1 0,667 = 3 2, аммиаку следовало бы приписать химическую формулу NjHj, N4Hg или высшее кратное первой из них. Такой результат должен был пошатнуть веру Дальтона в правило простоты, заставить его начать все сначала и отыскать правильный ход рассуждений. Однако его подвело низкое качество собственных экспериментальных данных. Полученное им первоначальное значение соединительного веса кислорода равнялось 6,5, и лишь в 1808 г. он изменил его до 7. Дэви довел это значение до 7,5, и наконец Пруст получил правильный соединительный вес кислорода-8 (основываясь на предположениях Дальтона). Дальтон отказывался верить этим результатам (поразительное упрямство для столь плохого экспериментатора ) и все проведенные здесь для соединений азота расчеты выполнял, пользуясь значением атомной массы азота 5 вместо 1. [c.283] Легко критиковать человека, который пошел по неверному пути, руководствуясь плохими данными. Но подлинным достижением атомистической теории, заставившим людей принять ее почти сразу же, было отнюдь не вычисление атомных весов. Атомистическая теория позволила прекрасно объяснить закономерность, пролежавшую никем не замеченной в опубликованной литературе свыше 15 лет, которая относилась к элементам, способным образовывать более одного соединения. Это был закон кратных отношений Дальтона. [c.283] Исследование данных, имевшихся в химической литературе, показало, что этот закон универсален. Одно дело показать, что ваша теория согласуется с вашими же новыми данными, но гораздо больше впечатляет, если она согласуется и с данными других исследователей, как это бьию у Дальтона. Именно поэтому его атомистическая теория получила столь быстрое и почти единодушное признание. [c.284] Знаменитый немецкий химик Фридрих Велер еще в 1835 г, сетовал на то, что ... органическая химия вполне может свести человека с ума. Она создает у меня впечатление девственного тропического леса, полного самых удивительных вещей из этой чудовищной и безграничной чащи невозможно выбраться и в нее страшно войти . [c.284] В 1808 г. Жозеф Луи Гей-Люссак (1778-1850) начал серию экспериментов с объемами реагирующих газов. Он обнаружил, что соединение равных объемов газообразного H I и аммиака приводит к образованию нейтрального твердого хлорида аммония. Если один из этих газов вначале имелся в избытке, по окончании реакции он оставался неисгюльзованным. [c.284] Гей-Люссак был осторожным человеком и, кроме того, находился под влиянием Бертолле, который, как мы уже знаем, не верил в соединения с постоянным составом. В своих Записках Гей-Люссак не делал никаких выводов из обнаруженных им закономерностей, но возможность связать их с атомистической теорией Дальтона была очевидной. [c.285] К 1860 г. путаница с атомными массами зашла так далеко, что каждый сколько-нибудь уважаемый химик имел свой собственный метод составления химических формул. В связи с этим Август Кекуле (который предложил известную кекулевскую структуру бензола) созвал в немецком городе Карлсруэ конференцию, на которой следовало прийти к како-му-то общему согласию. Проблема была решена итальянским ученым Станислао Канниццаро (1826-1910), который предложил строгий метод нахождения атомных масс, основанный на давно забытой работе своего соотечественника Авогадро. [c.287] В качестве примера рассмотрим данные, приведенные в табл. 6-3. Нетрудно видеть, что масса углерода в различных его соединениях оказывается кратной 12, масса водорода-кратной 1, а масса хлора-кратной 35,3. Следовательно, атомная масса углерода не может быть больше 12, однако эта величина вполне может оказаться целочисленным кратным меньшей величины, например 6, 4 или 3. [c.289] Выводы Канниццаро были последним звеном в цепи логических рассуждений, которая вела свое начало от Пруста и его закона постоянства состава. Спор был окончен, настало время расчетов. Ученые могли находить точную атомную массу любого элемента, входящего в соединения, плотность паров которых удавалось измерить. Зная атомные массы элементов, можно было вычислять процентный состав новых соединений, что давало возможность однозначно устанавливать их химические формулы. На этой основе было введено понятие моля, которое мы уже сформулировали в гл. 1. Моль определялся как количество вещества в граммах, численно равное его молекулярной массе в шкале Канниццаро (которой мы пользуемся и сегодня разумеется, к нашему времени точность ее стала значительно выше). Отсюда ясно, что моль любого вещества должен содержать одинаковое число молекул. Хотя значение этого числа сначала было неизвестным, ему присвоили название числа Авогадро N в знак запоздалой признательности ученому, внесшему столь большой вклад в развитие химии. [c.289] Полагая, что атомная масса С равна 12, а Н равна 1, как уже установлено выше, вычислите вероятную атомную массу серы 5, а также вероятные формулы молекул X, у и 2. [c.290] Вычислим сначала для каждого ш трех соединений его молекулярную массу, пользуясь данными о плотности газа и о массе каждого элемента, приходящейся на 1 молекулу. [c.290] Молекулярная масса соединения и должна быть равна 31,0 i - моль , а его весовой состав указывает, что на 1 моль этого соединения приходится 12,0 г, т.е. [c.291] Оставалась одна трудность как быть с тяжелыми элементами, особенно с металлами, из которых нелегко получить летучие соединения Эту проблему можно проиллюстрировать на примере свинца и серебра. [c.291] Согласно имеющимся данным, 103,6 г свинца соединяются с 16 г кислорода, т.е. с 1 молем атомов кислорода, но этого еще не достаточно, чтобы установить атомную массу свинца, если неизвестна химическая формула оксида свинца. Следовательно, мы снова попадаем в тот порочный круг рассуждений, из которого Канниццаро удалось выбраться в случае легких элементов. Если бы формула оксида свинца была РЬО, атомная масса свинца должна была равняться 103,6. Но если оксид свинца имеет формулу РЬзО, атомная масса свинца имеет значение 51,8, а если правильна формула РЬОз, атомная масса свинца должна быть равна 207,2. Попробуйте показать, что в общем случае если формула оксида свинца имеет вид РЬ,0 , то атомная масса свинца должна быть равна 103,6-у/х. Такая задача имеет несколько рещений. [c.291] Вернуться к основной статье