Учим химию. 2. Агрегатные состояния вещества.
2.1. 1. Открытие газов. Количественные газовые законы.
Выделение летучих веществ наблюдали очень давно. Операции возгонки были одними из основных в алхимии. Как пишет Альберт Великий в своей книге «Малый алхимический свод. (Libellus de Alchimia)» о квалификации алхимиков: «Мне попадались и такие люди, которые вполне владели истинным искусством и которые умело и терпеливо совершали разные операции, но теряли летучие начала при возгонке, потому что сосуды их были дырявыми». Следовательно, в то время не было сосудов для сбора выделяющихся газов.
Профессор Дж.Р. Партингтон в своей президентской речи «Химия как рационализированная алхимия», прочитанной в Британском историко-научном обществе, о переходе от алхимии к научным методам химии, писал: «… Ван-Гельмонт, который отверг эти представления, учил, что истинными элементами являются воздух и вода, и сделал первые шаги к основанию химии, освобождая алхимию от некоторых ее иррациональных элементов, выполняя количественные эксперименты, впервые применил слово "газ" для воздухоподобных веществ со свойствами, отличными от обычного воздуха. С Ван-Гельмонтом, который умер в 1644 году, мы уже очень близки к истинному началу научной химии».
Составы летучих веществ были определены только после введения в научную экспериментальную химию измерений массы и объема вещества. В технической химии весы использовали очень давно для приготовления различных составов, для исследовательских целей, они были усовершенствованы. Например, в 1790 г. Дж.Блэк сконструировал рейтерные весы, которые позволяли взвешивать до 0,052 мг. В конце XVI11 в. для химических лабораторий изготовлялись весы с чувст¬вительностью до 0,5 мг.
Утверждение о том, что газ не может быть собран в закрытый сосуд, опроверг в 1660 г. Р. Бойль. Он наполнил разбавленной серной кислотой длинногорлую колбу, поставил ее вверх дном и поместил несколько железных гвоздей в горло колбы; выде¬ляющийся газ вытеснил из нее кислоту.
В 1724 г. английский ботаник С. Гейлс (1677—1761) изо¬брел пневматическую ванну, с помощью которой ему удалось собрать газы. Газы, выделяющиеся при нагревании разнообраз¬ных веществ в изогнутом ружейном стволе, собирались в на¬полненном водой стеклянном сосуде, погруженном горлышком в воду. Отградуировав стеклянный сосуд, можно проводить измерение объема газа.
В 1756 г. появилась работа Дж. Блэка «Эксперименты над белой магнезией, негашеной известью и некоторыми другими щелочными веществами». Прокаливая определенную навеску белой магнезии до постоянной массы, Дж. Блэк получил оста¬ток, который он растворил в серной кислоте, а затем прилил раствор поташа, в резуль¬тате чего образовался осадок, который обладал свойствами белой магнезии, и его масса оказалась почти равной массе взя¬той соли. Так, Дж. Блэк «с весами в руках» доказал, что поташ от¬дал прокаленной «белой магнезии» то количество газа, которое было необходимо для превращения ее в белую магнезию. Ру¬ководствуясь законом сохранения массы, он показал, что при обжиге мела происходит потеря около 44 % его первоначальной массы. По мнению Дж. Блэка, это может быть объяснено тем, что часть материи выделилась в виде газа и небольшого коли¬чества воды. Таким образом, он показал, что вещество может быть превращено в другие вещества, а затем снова может быть получено в исходном состоянии.
Больших успехов в изу¬чением газов достиг Г. Кавендиш. Все его экспе¬риментальные работы были осно¬ваны на количественном методе исследования. Он широко использовал взвешивание веществ и измерение газовых объе¬мов. В первом исследовании Г. Кавендиша по химии газов (1766 г.) описаны способы получения и свойства "горючего воздуха" (водорода). Он также установил, что при сгорании водорода образуется вода. Это легко доказать, направив струю горящего водорода на холодный металлический предмет. Вскоре там можно будет наблюдать образование капелек воды.
В 1772 г. Дж. Пристли заменил в пневматической ванне воду ртутью, что позволило ему впервые получить в чистом виде и изучить растворимые в воде газы: «солянокислый воздух» и «летучий щелочной воздух» — бесцветный газ с удушливым резким запахом. Это был аммиак, который он по¬лучил при нагревании хлорида аммония.
Открытие элементарных газов - простых веществ— веществ, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента , такие как водород, азот, кислород, хлор, фтор, началось во второй половине 18 века, когда были созданы приборы для их обнаружения и появился опыт в проведении таких исследований.
Отметим, что к середине 18 века уже сложились понятие элемента. Еще исследования Бойля вели к объяснению химических реакций (операций с веществами, приводящие к образованию нового вещества) на основе этого понятия. Он утверждал, что элементы – это неразлагаемые дальше составные части тел, и считал, что их число должно быть больше числа, которое позволяли предвидеть ранее предложенные теории. Бойль заключил, что «корпускулы», из которых образованы тела, остаются неизменными при различных превращениях последних. Потому что, если мы действуем на вещество, то видим, что вещество исчезает, но их корпускулы должны сохраниться без изменения, потому что из них можно снова получить исходные вещества.
Бойлем были значительно усовершенствованы лабораторное оборудование и аппараты для работы, требующей большой точности; он ввел в практику градуированные приборы для измерения объемов газов и жидкостей.
Водород: латинское название — «hydrogenium», читается «гидрогениум», произносится как «аш» при прочтении химических соединений, содержащих водород, обозначается символом (Н), Это газ без цвета, вкуса и запаха. Латинское hydrogenium, которое происходит от греческого сочетания «рождающий воду», было присвоено этому элементу А.Лавуазье. Еще немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс в 16 веке установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил, что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на воздухе. Водород, как элемент, идентифицировал Г.Кавендиш в 1766. К основным наблюдениям Кавенидша можно отнести следующие: цинк, железо и олово были единственными металлами, которые выделяли «горючий воздух» при взаимодействии с разбавленными растворами серной и соляной кислот. Цинк растворялся в обеих кислотах с большей скоростью, чем железо и олово, однако выделялось одинаковое количество газа вне зависимости от используемой кислоты. Железо давало одинаковое количество «горючего газа» в растворах серной кислоты разной силы. Олово растворялось лучше всего в теплой соляной кислоте. Унция цинка производила около 356, унция железа — 412 и унция олова — 202 унции «горючего газа».
Кислород: латинское название — «Oxygenium», читается «оксигениум»; произносится как «О» при прочтении химических соединений, содержащих кислород. Это газ без цвета, вкуса и запаха. Обозначается символом (О). Латинское «Oxygen», предложенного А. Лавуазье, переводится как «порождающий кислоту».
Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление слово «кислота».
В 1771 году кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившееся вещество. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге, позже сообщения Пристли. Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде. Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы. Он назвал этот газ - «дефлогистированным» воздухом. (Флогисто;н (горючий, воспламеняемый) — в истории химии — гипотетическая «сверхтонкая материя» — «огненная субстанция», якобы наполняющая все горючие вещества и высвобождающаяся из них при горении.). И Пристли и Шееле познакомили со своим открытием Лавуазье, который провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.
Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.
Азот: латинское название — «Nitrogeniuм», читается «нитрогениум»; произносится как «н» при прочтении химических соединений, содержащих азот. Обозначается символом N. Французское «azote», предложенного А. Лавуазье, переводится как «безжизненный». Чётко определить первооткрывателя азота невозможно. В 1772 году Генри Кавендиш провёл следующий опыт: он многократно пропускал воздух над раскалённым углём, затем обрабатывал его щёлочью, в результате получался остаток, который Кавендиш назвал удушливым (или мефитическим) воздухом. Пристли в это время проводил серию экспериментов, в которых также связывал кислород воздуха и удалял полученный углекислый газ, то есть также получал азот. Одновременно схожие эксперименты с тем же результатом проводил и Карл Шееле. В 1772 году азот (под названием «испорченного воздуха») как простое вещество описал Даниэль Резерфорд, он опубликовал магистерскую диссертацию, где указал основные свойства азота (не реагирует со щелочами, не поддерживает горения, непригоден для дыхания). Именно Даниэль Резерфорд и считается первооткрывателем азота.
Хлор: латинское название — «Chlorum», читается «хлорум»; произносится как «хлор» при прочтении химических соединений, содержащих хлор. Обозначается символом (Cl). При нормальных условиях —ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, тяжелее воздуха, с резким запахом и сладковатым, «металлическим» вкусом.
В переводе на русский с греческого Chlor в буквальном смысле переводится как желто-зеленый.
Впервые газ хлор получил и подробно описал шведский химик К. Шееле в 1774году. Он нагревал соляную кислоту с пиролюзитом (минерал, содержащий марганец) и наблюдал выделение желто-зеленого газа с резким запахом.
Первоначально предполагали, что газ – химическое соединение, но в 1811 году Дэви пришел к выводу, что данный газ —это простое вещество.
Название «хлор» элементу дал в 1812 французский химик Ж. Л. Гей-Люссак.
Фтор: латинское название — «Fluorum», читается «флюорум»; произносится как «фтор» при прочтении химических соединений, содержащих фтор. Фтор при нормальных условиях — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом. Обозначается символом F. «Fluorum», предложенного Андре Ампером в 1810 году, , переводится как «течь». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту, Как один из атомов плавиковой кислоты элемент фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода,
Опыты Лавуазье, доказывающие, что при химических реакциях общий вес реагирующих и образующихся тел один и тот же, были поистине поразительны для того времени. В результате были открыты такие законы, как:
Закон сохранения массы вещества
Лавуазье в «Начальном учебнике химии» (1789) привёл точную количественную формулировку закона сохранения массы вещества, однако не объявил его каким-то новым и важным законом, а просто упомянул мимоходом как давно известный и достоверно установленный факт. Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон в следующих выражениях:
«Ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки. На этом положении основано всё искусство делать опыты в химии.»
Другими словами, сохраняется масса закрытой физической системы, в которой происходит химическая реакция, сумма масс всех веществ, вступивших в эту реакцию, равна сумме масс всех продуктов реакции.
Закон постоянных отношений Пруста (1799—-1806).
Уильям Хиггинс (1763—1825) был профессором химии и минералогии в Дублине. Изложил свою атомистическую позицию в сочинении «Сравнительная точка зрения на флогистонную и антифлогистонную теории» (1789), где объявил себя последователем новых взглядов Лавуазье. Кроме того, исходя из идеи, что конечные частицы элементов обладают определенным весом, остающимся неизменным при их соединении, он почти пришел к догадке о законах определенных отношений и кратных отношений. Согласно его схемам, некоторые элементы, например азот, соединяются с различным числом атомов другого элемента.
Эти соображения были подвергнуты сомнению ведущим в то время химиком Бертолле, который предполагал, что состав вещества может быть непостоянным, в зависимости от условий их образования и масс веществ, участвующих в реакции
Соединения, которые образуются в результате существования противоположных сил,— пишет Бертолле, — зависят не только от сродства веществ, но и от пропорций, в которых находятся действующие вещества. Мои выводы состоят в том, что вещества действуют пропорционально их сродству и их количеству, находящемуся в сфере действия, что последнее может компенсировать силу сродства и что химическое действие каждого из них пропорционально насыщению, которое они производят,
Такие вещества действительно существуют, и, называются сейчас «бертоллидами» (соединениями переменного состава). Но таких веществ немного, а большинство веществ имеет постоянный состав.
Пруст на большом экспе¬риментальном материале показал , что природный карбонат меди и карбонат, полученный осаждением раствора какой-либо соли меди карбонатом щелочного металла, имеют один и тот же постоянный состав. Впослед¬ствии Пруст распространил свои наблюдения на олово, сурьму и сульфиды железа. Пруст установил для элементов, которые образуют друг с другом два или более соединений, закономер¬ность, согласно которой переход от одного соединения к другому происхо¬дит не непрерывно, как это следовало бы, согласно предположениям Бертолле, а скачками.
Сейчас закон постоянства состава - закон Пруст, звучит следующим образом: любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии.
Закон кратных отношений Дальтона (1802—1808).
Дальтон при выводе своего закона рассуждал следующим образом.
«Во всех химических исследованиях с полным основанием считается важной задачей определение относительного веса простых веществ, составляющих сложное. К сожалению, исследования ограничивались только этим; в действительности же из весов, пропорцио¬нальных массе атомов, можно было бы вывести относительные веса конеч¬ных частиц или атомов тел, что привело бы к установлению их числа или веса во многих других соединениях. И одна из главных задач настоящей работы состоит в том, чтобы показать важность и преимущество опре¬деления относительных весов конечных частиц как простых, так и слож¬ных веществ, определения числа простых элементарных частиц, которые образуют сложную частицу, и числа частиц менее сложных, которые участ¬вуют в образовании частицы более сложной.»
Дальтон исходил из положения о кор¬пускулярном строении материи, но, основываясь на развитом Лавуазье понятии химических элементов, принял, что все атомы каждого отдель¬ного элемента одинаковы и характеризуются, кроме других свойств, тем, что обладают определенным весом, который он называет атомным весом. Таким образом, каждый элемент обладает атомным весом, о котором, по мнению Дальтона, можно иметь представление только в относительном смысле, так как определить абсолютный вес атомов невозможно. Ставя вопрос об определении относительного атомного веса, Дальтон принимает за единицу атомный вес самого легкого из известных элементов, а именно водорода, и сопоставляет с ним веса других элементов. Для эксперимен¬тального решения этого вопроса необходимо, чтобы элемент соединялся с водородом, образуя определенное соединение, или же если этого не про¬исходит, то чтобы данный элемент соединялся с другим элементом, о кото¬ром известно, что он способен соединяться с водородом. Зная вес этого другого элемента относительно водорода, можно всегда найти отношение веса данного элемента к принятому за единицу весу водорода.
Атомную массу кислорода Д. Дальтон нашел на основании данных анализа воды (85 % кислорода и 15 % водорода), по¬лученных А. Л. Лавуазье. Относительная масса атома кислоро¬да была вычислена из соотношения 85: 15=5,66. Атомную мас¬су атома азота Д. Дальтон установил, пользуясь данными ана¬лиза аммиака NH (80 % азота и 20 °/о водорода): 80:20 = 4. Атомную массу углерода он вычислил из данных анализа угле¬кислого газа (72 % углерода), полученных А. Лавуазье, при¬чем была использована ранее установленная масса кислорода, а угольной кислоте он приписывал формулу СО2, оксиду угле¬рода СО; наконец, атомная масса серы была получена в ре¬зультате анализа серной кислоты (61,5 % серы), при этом он учитывал уже известную атомную массу кислорода и предпо¬лагал, что формула серной кислоты SO2.
6 сентября 1803 г. Д. Дальтон составляет первую «таблицу относительных весов первичных частиц», которые требовались ему для разработки физической теории поглощения газов в воде:
Первичный атом:
водорода 1
кислорода 5,66
азота 4
углерода 4,5
серы 17
Пруст выражал полученные им ре¬зультаты анализа состава химических соединений в процентных, отношениях, например для соединений свинца с кислородом (7,1; 9,3; 13,3 °/о кислорода). Процентное выражение исключа¬ло возможность обнаружить зависимость между этими цифра¬ми, характеризующими состав химических соединений. Решение этой коренной проблемы химии дал Д. Дальтон в 1803—1804 гг. Опираясь на фундаментальное положение, что атомы различ¬ных элементов имеют различную массу, Д. Дальтон высказал гениальное предположение, что количественное соотношение элементов в соединении можно определить, если вычислить количество кислорода, например, в соединениях СО и СО2, взятое по отношению к одному и тому же количеству углерода. Д. Дальтон показал, что в оксиде углерода на 44 части углерода приходится 56 частей кислорода, а в двуоксиде угле¬рода — 112,6 частей кислорода, т. е. в два раза больше. На примере оксидов азота оказалось возможным особенно убе¬дительно продемонстрировать тот факт, что весовые количества кислорода, соединяющиеся с одним и тем же количеством азо¬та, относятся между собой, как простые целые числа —1:1; 1 :2; 1:3.
Так был открыт один из важнейших законов химии — закон простых кратных отношений, который позволил с помощью представлений об атомах объяснить причину определенных соотношений элементов в химических соединениях.
Закон кратных отношений сейчас звучит так: «Если один и тот же элемент образует несколько соединений с другим элементом, то на одну и ту же массовую часть первого элемента будут приходиться такие массовые части второго, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа.»
Д. Дальтон ввел новое понятие химической массы, выразив ее в атомной массе химического элемента. Он считал, что химическое соединение образуется тогда, когда атомы разнородных элементов располагаются друг возле друга и образуют атом сложного тела, масса которого равняется сумме масс элементарных атомов, его образующих. Эта гипотеза хорошо согласо¬валась со всеми экспериментальными данными, полученными при количественном изучении состава вещества.
Закон соединения газов между собой Гей-Люссака (1805—1808).
Гей-Люссак, изучая образование воды, показал, что 1 объем кислорода, соединяясь с 2 объемами водорода, дают 2 объема водяного пара, т.е. отношение объемов равно 2:1:2. Он также нашёл, что один объём водорода и один объём хлора, соединяясь, дают два объёма хлористого водорода, т. е. отношение объёмов равно 1: 1: 2. 3 объема водорода соединяются с 1 объемом азота, образуя 2 объема аммиака; 2 объема окиси углерода соединяются с 1 объемом кислорода, давая 2 объема углекислого газа т т.д.
В 1808 г, учитывая работы других химиков, таких как Дэви, он показал, что «газы всегда соединяются в простых объемных отношениях, и отметил, что плотность газов пропорциональна принятым соединительным весам или простым кратным последних».
Сейчас закон объёмных отношений гласит, что объёмы газов, вступающих в реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объёмам газообразных продуктов реакции.
Вскоре после опубликования работ Гей-Люссака обнаружилось явное противоречие между его гипотезой и им же сделанными измерениями.
Например, число молекул хлористого водорода должно равняться числу атомов водорода или числу атомов хлора, так как каждая молекула хлористого водорода образована одним атомом водорода и одним атомом хлора. Согласно гипотезе Гей-Люссака, объем хлористого водорода должен равняться одинарному объему хлора или равному ему одинарному объему водорода. Однако объем хлористого водорода оказал¬ся в 2 раза больше ожидаемого. Это могло бы произойти только в том случае, если бы атомы водорода и атомы хлора при образовании хлористого водорода делились на две по¬ловины. Тогда двойное число атомов водорода и хлора дало бы двойное число молекул хлористого водорода. Так как атомы не могут делиться на половины, то подобное объясне¬ние образования двойного объема хлористого водорода ни¬кто из химиков принять не мог.
Закон пропорциональности между плотностями газов или паров
и молекулярными весами — закон Авогадро (1811).
Будем рассуждать следующим образом. В одном объеме хлора содержится какое-то число частиц хлора. В таком же объеме содержится какое – то число частиц водорода. Отношение объемов 1:1. При их смешении образовалось 2 объема полученного вещества – отношение объемов 1:1:2. Рассуждаем: если число частиц хлора и водорода в первоначальном объеме было одинаковое, то количество образовавшегося вещества по отношению к исходным выражалось бы простым отношением; если число частиц хлора и водорода в первоначальном объеме было неодинаковое, то количество образовавшегося вещества по отношению к исходным не выражалось бы простым отношением.
Отсюда можно сделать первый вывод – число частиц водорода и хлора в одинаковых объемах – одинаково.
Второй вывод – число образовавшихся частиц не соответствует числу взаимодействующих частиц; если бы соответствовало, соотношение объемов было бы 1:1:1, следовательно, дополнительные частицы образовались из исходных веществ, как будто они разделились в два раза.
Эти или другие соображения были у Авогадро, когда он высказал два основ¬ных положения, которые составили фундамент его молекуляр¬ной теории:
1. Как сложные, так и простые вещества образованы «ин¬тегральными молекулами» (molecules integrantes), которые состоят из двух или большего числа различных атомов (mole¬cules elementaires).
2. «Существуют весьма простые отношения между объема¬ми газообразных веществ и числом простых или сложных мо¬лекул, из которых они состоят.
В ка¬честве первой гипотезы в связи с этим, которая кажется даже единственно допустимой, является предположение, что число составных молекул у любых газов является всегда одинаковым в равных объемах или всегда пропорционально объемам».
Так А. Авогадро сформулировал основное положение своей гипотезы: «в равных объемах различных газов, измеренных при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул».
Он представил себе (в современной терминологии), что молекулы исходных га¬зов состоят из атомов, и когда образуются сложные молекулы, тогда молекулы исходных га¬зов делятся на две или больше частей.
На основе учения о молекуле простых веществ А. Авогадро дал новый объемный метод определения атомных и молекуляр¬ных масс.
Он нашел простой способ определения относительной массы газообразных веществ , а также относительное число атомов в соединениях, так как отноше¬ния молекулярных масс те же самые, что и отношения плотно¬стей различных газов при одинаковой температуре и давлении, а относительное число молекул в соединении дано непосредст¬венно отношением объемов тех газов, которые образуют данное соединение.
Плотность воздуха — масса единицы объема или удельная масса воздуха. Взвесим 1дм3 воздуха, разделим вес на 1, получим плотность воздуха. Примем плотность воздуха за единицу. Заполним 1 кубический дециметр кислородом, взвесим, получим плотность кислорода. Разделим плотность кислорода на плотность воздуха – получим относительную плотность кислорода по воздуху. Так как объемы газов одинаковы, то плотность кислорода по воздуху равна отношению массы кислорода к массе воздуха. И так можно определить относительную плотность любого газа по другому газу.
Примем массу самого легкого газа – водорода – за единицу, и определим плотность других газов по водороду. Таким образом, были получены первые атомные веса газов. Для простых (элементарных) газообразных веществ атом¬ные массы рассчитывали как половины молекулярных масс, относительные размеры которых получались из соотношения плотностей газов.
Идеи Авогадро не были приняты химиками того времени, и, постепенно, забыты. Через 40 лет, французский химик Шарль Жерар, не зная гипотезы Авогадро, пришел к тем же выводам. Он исходил из стихийного признания основного положения этой гипотезы — равенства молекулярных объемов газообразных веществ. Далее, под влиянием друга и химика Огюста Лорана, Жерар приходит к необходимости возродить в химии понятие молекулы как основной структурной единицы простых и сложных веществ. Жерар установил правильные формулы для воды, оксида калия, хлорида калия, серной кислоты и т.д., указал, что молекулы водорода, кислорода, хлора и некоторых других элементов состоят из двух атомов. При этом, он не распространял закон Авогадро на все соединения, так как наблюдались отклонения от закона, которые получались при определении плотности пара некоторых соединений.
В 1856 г. появляется магистерская диссертация Менделеева «Удельные объемы». Поправляя и дополняя Жерара, Менделеев отстаивал общность гипотезы Авогадро, доказывая, что наблюдающиеся отклонения связаны с разложением этих веществ при температуре опыта. Через год Сент-Клер Девиль открыл явление термической диссоциации паров, чем подтвердил правильность предположения Менделеева.
В своей диссертации Менделеев впервые предложил формулу для определения молекулярного веса газообразных веществ по их плотности (М = 29Dвозд). Пользуясь этой формулой, можно определять молекулярный вес, не зная химического состава веществ. Это был последний и наиболее важный шаг в развитии идей Авогадро и Жерара, так как и тот и другой определяли молекулярный вес искусственным методом, основанным на предполагаемой формуле вещества и плотности образующих его элементов в газообразном состоянии.
Большую помощь утверждению атомных весов и химических формул Жерара оказали труды Канниццаро. Итальянский ученый независимо от Менделеева, пришел (в 1858 г.) к формуле M = 2DH2.
В своей книге «Основы химии» Менделеев использует формулу Канниццаро и пишет: «Так как под весом атома должно подразумевать наименьшее количество элемента, входящее в состав всяких частиц, им образуемых, то для нахождения веса атома кислорода возьмем частицы его соединений, как тех, которые описаны, так отчасти и тех углеродистых соединений, к описанию которых вслед затем перейдем:
Частица Вес частицы Количество кислорода в частице
Н2O 18 16
N2O 44 16
NO 30 16
NO2 46 32
HNO3 63 48
Число тел можно было бы сильно увеличить, но результат вышел бы тот же, т.е. в частице кислородных соединений никогда не бывает менее 16 вес. ч. этого элемента, а всегда n = 16, где n есть целое число.»
Определение массы 1 литра водорода, (по Менделееву, при 0° и 760 мм - 0,08995 г) и грамм-молекулярной массы водорода – 2 г, позволило рассчитать грамм-молекулярный объем водорода: 2:08995 = 22,2 л. Аналогичная цифра получилась и при расчете грамм-молекулярных объемов других газов, что привело к обобщению «грамм-молекулярный объем любого газа при 0° и 760 мм ртутного столба равен 22,4 л, (по современным данным)».
Клапейрон в 1834 г. вывел уравнение состояния идеального газа, объединяющее закон Бойля – Мариотта, закон Гей-Люссака и закон Авогадро: p*V = rT, где величину r – универсальная газовая постоянная, значение которой необходимо было измерять для каждого газа. Связь с основными газовыми законами выражается следующими уравнениями.
В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде:
p;V/T = r = const
Последнее уравнение называют объединённым газовым законом. Из него получаются законы Бойля — Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:
T = const ; p;V = const — закон Бойля — Мариотта.
p = const ; V / T = const — Закон Гей-Люссака
V = const ; p / T = const — закон Шарля (второй закон Гей-Люссака, 1808 г.)
А в форме пропорции
p1;V1/T1 = p2;V2/V1
этот закон удобен для расчёта перевода газа из одного состояния в другое.
Определение грамм-молекулярного объема газа привело установлению уравнения состояния идеального газа
p;Vm = R;T
где
• — давление,
• — молярный объём,
• — универсальная газовая постоянная
• — абсолютная температура, К.
Менделеев рассчитал величину универсальной газовой постоянной, приняв давление, равное 1 атмосфере, молярный объем 22,4 л, абсолютную температуру 273 К:
R = 1*22,4/273 = 0,082 л;атм/град.
В настоящее время используется величина R = 8,314 Дж/моль;К, а уравнение Менделеева – Клапейрона имеет вид:
p;V = mRT/M,
где m – масса газа, M - грамм-молекулярная масса.
Сейчас вместо грамм-молекулярной массы используют термин «моль», но он был введен после открытия этих законов, поэтому пишу пока в оригинальной форме.
Есть желание издать этот учебник по химии, больше для учителей химии, преподавателей ВУЗов,школьников, студентов, но "Денег нет" и "кому не нравится зарплата учителя. идите в бизнес", поэтому выполняю работы по химии (Решение задач, консультации. рефераты), для школьников, студентов колледжей и ВУЗов - технических, педагогических, лесотехнических, медицинских, экономических, пищевых, институтов МЧС, и др, например, таких как:
Сайт основной - http://lomonoc.a5.ru/#/Главная
РГППУ - http://ugppuchemistry.simplesite.com/
УГЛТУ - http://usfeuchemistry.simplesite.com/
УРФУ - http://urfuchemistry.simplesite.com/
УрГУПС - http://usurtchemistry.simplesite.com/
УРГЭУ - http://urgeuchemistry.simplesite.com/
УРГАУ - http://urgauchemistry.simplesite.com/
ПФА - http://pfachemistry.simplesite.com/
КемТИПП - http://kemtippchemistry.simplesite.com/
УГМУ - http://usmachemistry.simplesite.com/
УрИ ГПС МЧС России - http://uigpschemistry.simplesite.com/
Ошибок не бывает, замечания преподавателей - только по оформлению согласно их МУ.
Будут предложения - обращайтесь.