Левченков С
С. И. ЛЕВЧЕНКОВКРАТЪК НА ИСТОРИЯТА НА ХИМИЯТА
Учебник за студенти от Химическия факултет на Руския държавен университет
4. ПЕРИОД НА КОЛИЧЕСТВЕНИТЕ ЗАКОНИ
Блестящите успехи на количествените методи за изследване на материята, които направиха възможна химическата революция, още в началото на 19 век доведоха до нова фундаментална промяна в естествените науки като цяло и в химията в частност. Законът за запазване на масата, открит от Лавоазие, е последван от редица нови количествени закони -стехиометрични закони.
Първият стехиометричен закон бешезаконът на еквивалентите, който беше формулиран от немския химик Йеремия Вениамин Рихтер в резултат на работата му през 1791-1798 г. експерименти за изследване на количествата материя в реакциите на неутрализация и обмяна, обобщени в труда "Начални основи на стехиометрията или изкуството за измерване на химични елементи". Първоначалната формулировка на закона за еквивалентите (терминът „еквивалент“ е въведен през 1767 г. от Г. Кавендиш) беше следната:„Ако едно и също количество от която и да е киселина се неутрализира от различни количества от две основи, тогава тези количества са еквивалентни и се неутрализират от същото количество от всяка друга киселина“.
Законът, открит от Рихтер, потвърди вярванията на много химици, че химичните съединения взаимодействат не в произволни, а в строго определени количествени съотношения. Това обаче беше последвано от дълга дискусия за това дали такава сигурност е присъща на всички химични процеси без изключение. Основният предмет на дискусия беше въпросът дали съотношението на елементите в съединение, състоящо се от два или повече елемента, е постоянно или дали съставът зависи от метода на получаване на веществото. Клод Луи Бертоле, който предложи теорията през 1803 гхимичен афинитет, дължащ се на привличащите сили и в зависимост от плътността на веществото и неговото количество, защити предположението, че елементарният състав на веществото може да варира в определени граници в зависимост от условията, при които е получено (терминътселективен афинитете въведен през 1770-те от Торберн Олаф Бергман, за да обясни реактивността на веществата).
Противоположни възгледи имаше френският химик Жозеф Луи Пруст. С помощта на внимателни анализи през 1799-1806г. той установи, че съотношението на количествата елементи в едно съединение винаги е постоянно. Заключенията на Бертоле, както показва Пруст, са погрешни поради неточността на анализите и недостатъчната чистота на изходните материали. Дискусията между двамата учени, продължила от 1801 до 1808 г., завършва с блестяща победа за Пруст.Законът за постоянство на състава(постоянни съотношения) в резултат не само беше признат от повечето химици, но се превърна в един от основните химични закони. Въпреки това въпросът за причините за постоянството на състава остава открит, тъй като това по никакъв начин не следва от чисто аналитична концепция за химичен елемент. Само предположението за дискретността на материята може да разреши съществуващите съмнения, но атомистичните възгледи все още нямат преки експериментални доказателства.
Атомистичната теория на Далтън
Експериментално потвърждение на атомната хипотеза намери английският химик Джон Далтън. В началото на 19-ти век Далтън открива няколко нови емпирични закона:закона за парциалните налягания(закона на Далтън),закона за разтворимостта на газовете в течности(закона на Хенри-Далтън) и накраязакона за множеството съотношения.
Обяснете тези модели (най-вече закона за множеството съотношения), без да прибягвате до предположението задискретността на материята е невъзможна. Въз основа на закона за множествените съотношения, открит през 1803 г., и закона за постоянството на състава, Далтон развива своята атомно-молекулярна теория, изложена в труда "Новата система на химическата философия", публикувана през 1808 г.
Основните положения на теорията на Далтън бяха следните:
1. Всички вещества се състоят от голям брой атоми (прости или сложни).
2. Атомите на едно вещество са напълно идентични. Простите атоми са абсолютно неизменни и неделими.
3. Атомите на различни елементи могат да се комбинират помежду си в определени съотношения.
4. Най-важното свойство на атомите еатомното тегло.
Още през 1803 г. първата таблица на относителните атомни тегла на някои елементи и съединения се появява в лабораторния журнал на Далтън; Като отправна точка Далтън избра атомното тегло на водорода, взето равно на единица. За да обозначи атомите на елементите, Далтън използва символи под формата на кръгове с различни фигури вътре. Впоследствие Далтън многократно коригира атомните тегла на елементите, но за повечето елементи той дава неправилни атомни тегла.
Прости атоми
Комплексни атоми
Водород
Амоняк
Кислород
азотен оксид
въглерод
азотен диоксид
Таблицата на Далтон беше първата стъпка от дългото пътуване, през което химията трябваше да премине, за да могат стойностите на атомните маси да приемат стойностите, с които сме свикнали. Решаването на проблема с определянето на атомните тегла, което изискваше усилията на много изключителни учени, отне повече от петдесет години! И дори след като проблемът е до голяма степен решен, точното определяне на атомните масиостава толкова важна задача, че през 1914 г. американският учен Теодор Ричардс получава Нобелова награда за изясняване на атомните маси на някои елементи.
Проблемът за определяне на атомните маси
Откриването на редица стехиометрични закони допринесе за решаването на проблема с атомните тегла.
Законът за обемните отношения(законът за съединението на газовете) е открит от френския химик Жозеф Луис Гей-Лусак. През 1808 г. той показа, че газовете винаги се комбинират в прости обемни съотношения.
Амедео Авогадро ди Куарегна излага през 1811 г. предположение, нареченохипотеза (закон) на Авогадро:„Еднакви обеми газове при едно и също налягане и температура съдържат еднакъв брой молекули, така че плътността на газовете служи като мярка за масата на техните молекули и съотношението на обемите, когато се комбинират, не е нищо повече от съотношението между броя на молекулите, свързани с взаимно, когато образуват сложна молекула". При извеждането на своя закон Авогадро използва закона на Гей-Лусак и резултатите от изследване на електролизата на водата, извършено през 1800 г. от двама английски химици - Уилям Никълсън и Антъни Карлайл. Никълсън и Карлайл установиха, че съотношението на водорода и кислорода, отделени по време на електролиза, е 2:1. Следствие от хипотезата на Авогадро е предположението, че газообразният водород, кислород, азот и хлор са съставени от двуатомни молекули; това заключение обаче беше остро възразено. Предположението, че корпускулите на елементарните вещества са сложни, изглеждало на химиците противоречиво на здравия разум. Молекулярната хипотеза на Авогадро не е приета от повечето физици и химици от първата половина на 19-ти век, които не могат ясно да разберат разликите между атом и молекула. Въпреки това, в средата на 19 век, методът за определяне на молекулните тегла чрезплътността на парите стана широко разпространена.
След като изучава таблиците на атомните тегла, съставени от Далтън, английският химик Уилям Праут изразява през 1815-1816 г. предположението, че атомните тегла на всички елементи трябва да бъдат цяло число и кратно на атомното тегло на водорода. Причината за това според Праут е, че именно водородът е в основата на всички останали елементи (протил, своеобразен аналог на първичната материя на древните философи). Въпреки това, тази гледна точка, известна катохипотезатана Праут, въпреки че направи значително впечатление на съвременниците, не получи широко признание поради очевидни противоречия с експериментални данни.
Законът за специфичния топлинен капацитете открит през 1819 г. от френските учени Пиер Луи Дюлонг и Алексис Терез Пети. Дюлонг и Петит показаха, че специфичният топлинен капацитет на твърдите елементи (по-точно простите вещества в твърдо състояние) е обратно пропорционален на атомното тегло; по този начин методът на Dulong-Petit направи възможно определянето на атомните тегла на определени елементи.
Германският химик Айлхард Мичерлих открива през 1819 г., че съединения, образувани от еднакъв брой атоми, имат еднаква кристална форма и са способни да образуват смесени кристали.Законът за изоморфизмаМичерлих позволи на експериментаторите да направят изводи за броя на атомите, които образуват молекула на съединение и следователно да определят атомните маси на елементите.
През 1814 г. Берцелиус също описва система от химически знаци, основана на обозначаването на елементите с една или две букви от латинското име на елемента; броят на атомите на даден елемент беше предложено да се обозначава с горни индекси (приетото понастоящем обозначение на броя на атомите с индекси беше предложено през 1834 г. от Юстус Либих). Система от химически знаци на Берцелиус, алтернативаИзключително неудобната система на Далтън, получила всеобщо признание и оцеляла до наши дни.
Впоследствие Берцелиус продължава работата по усъвършенстване и коригиране на атомните тегла на елементите, като използва законите на Мичерлих, Гей-Лусак, Дюлонг и Пети за тази цел (без обаче да използва хипотезата на Авогадро; Берцелиус вярва, че равни обеми газове съдържат еднакъв брой атоми.). Нови, все по-точни таблици на Берцелиус за атомни тегла се появяват през 1818 и 1826 г. В последната таблица значителни грешки възникват само за атомните тегла на някои метали.
Обобщена таблица за атомно тегло