Il dizionario di Ushakov

Chimica

ehi mia, chimica, per favore NO, mogli (greco chemeia). La scienza della composizione, della struttura, dei cambiamenti e delle trasformazioni, nonché della formazione di nuove sostanze semplici e complesse. La chimica, dice Engels, può essere definita la scienza dei cambiamenti qualitativi nei corpi che si verificano sotto l'influenza di cambiamenti nella composizione quantitativa. Chimica organica. Chimica inorganica. Chimica applicata. Chimica teorica. Corso di chimica.

| Che cosa. Proprietà chimiche di qualcosa scientifico). Chimica del petrolio.

Dizionario enciclopedico

Chimica

(forse dal greco Chemia - Chemiya, uno dei nomi più antichi dell'Egitto), una scienza che studia le trasformazioni delle sostanze, accompagnate da cambiamenti nella loro composizione e (o) struttura. I processi chimici (ottenimento di metalli dai minerali, tintura di tessuti, preparazione della pelle, ecc.) Sono stati utilizzati dall'umanità già agli albori della sua vita culturale. Nel III-IV secolo. Nacque l'alchimia, il cui compito era trasformare i metalli vili in metalli nobili. A partire dal Rinascimento, la ricerca chimica è stata sempre più utilizzata per scopi pratici (metallurgia, lavorazione del vetro, produzione di ceramiche, vernici); Sorse anche una branca medica speciale dell'alchimia: la iatrochimica. Nel 2° tempo. 17 ° secolo R. Boyle diede la prima definizione scientifica del concetto "elemento chimico". Il periodo di trasformazione della chimica in una vera scienza si concluse nella seconda metà. XVIII secolo, quando fu formulata la legge di conservazione della massa nelle reazioni chimiche (vedi anche M.V. Lomonosov, A. Lavoisier). All'inizio. 19esimo secolo J. Dalton gettò le basi dell'atomismo chimico, A. Avogardo introdusse il concetto "molecola". Questi concetti atomico-molecolari furono stabiliti solo negli anni '60. 19esimo secolo Allo stesso tempo, A. M. Butlerov creò la teoria della struttura dei composti chimici e D. I. Mendeleev scoprì la legge periodica (vedi la tavola periodica degli elementi di Mendeleev). Dalla fine 19 - inizio 20° secolo L'area più importante della chimica era lo studio delle leggi dei processi chimici. Nella chimica moderna, le sue singole aree: chimica inorganica, chimica organica, chimica fisica, chimica analitica, chimica dei polimeri sono diventate scienze in gran parte indipendenti. All'intersezione tra la chimica e altri campi della conoscenza, ad esempio, sorsero la biochimica, l'agrochimica e la geochimica. Le scienze tecniche come la tecnologia chimica e la metallurgia si basano sulle leggi della chimica.

Dizionario di Ozhegov

X E MIA, E, E.

1. La scienza della composizione, struttura, proprietà delle sostanze e delle loro trasformazioni. Inorganico x. Organico x. Fisico x. (basato su principi generali della fisica).

2. Che cosa. La composizione stessa, le proprietà delle sostanze e le loro trasformazioni. X. carboidrati. X. olio.

3. raccolto Sostanze chimiche. Famiglia x.

4. Un modo per influenzare qualcuno. utilizzando prodotti chimici (colloquiale). Fai chimica (permesso di utilizzare tali mezzi). Segui un corso di chimica (cioè un ciclo di trattamento con tali farmaci, chemioterapia). Piantagioni trattate con prodotti chimici (sostanze chimiche).

| agg. chimico, Oh, oh.

Dizionario di Efremova

Chimica

1. E.
   1. :
      1. Disciplina scientifica che studia le sostanze, la loro composizione, struttura, proprietà e trasformazioni reciproche.
      2. Una materia educativa contenente i fondamenti teorici di questa scienza.
      3. decomposizione Un libro di testo che espone il contenuto di una determinata materia accademica.
   2. Applicazione pratica di questa scienza e delle sue leggi nella produzione, nell'industria, ecc.
   3. Composizione qualitativa di smth.
   4. decomposizione Preparati, prodotti chimici, soluzioni, ecc., utilizzati nella produzione e nella vita quotidiana.
   5. decomposizione Prodotti alimentari che non contengono quasi nessun ingrediente naturale.
   6. trans. decomposizione Perm.

Enciclopedia di Brockhaus ed Efron

Chimica

Il significato e l'origine originali di questa parola sono sconosciuti; è possibile che si tratti semplicemente di un antico nome dell'Egitto settentrionale, nel qual caso scienza chimica significa scienza egiziana; ma poiché Chemi, oltre che Egitto, significava anche nero, e μελάνοσις (annerimento) era considerata un'operazione inevitabile nella trasformazione dei metalli, può darsi che τέχνη τής χημείας - Olimpiodoro, sia l'arte di preparare questa sostanza annerente (cfr. H. Kopp , "Geschichte der Chemie", II, 1844, 4 - 6, e M. Berthelot, "Introduzione al "é tude de la chimie des anciens et du moyen bge", 1889). "Dalla maggior parte delle altre scienze X. nel suo sviluppo si distingue per il fatto che il suo scopo è stato inteso diversamente in tempi diversi... Mentre in altri ambiti dell'attività spirituale, qualunque fosse l'atteggiamento nei loro confronti in altri periodi, lo scopo era sempre chiaramente riconosciuto ed era costantemente mantenuto in vita. mente, in Ciò non si osserva affatto nella storia di X. Questa scienza modifica non solo la scelta dei mezzi ausiliari e delle applicazioni, ma anche l'intero compito e le condizioni della sua esistenza (cfr. Alchimia, Iatrochimici, Flogisto)... Attualmente, continua G. Kopp (“Geschichte der Chemie ”, I , 1843, 5), il compito di X., preso in sé (an und f ü rsich), è la scomposizione dei composti nelle loro parti componenti e la formazione di composti nuovamente dalle parti componenti [Questa definizione risale risaliamo alla metà del XVII secolo, quando Lemery, nel suo "Cours de Chymie", afferma che "La Chymie est un art, qui enseigne a s é parer les differenti sostanze qui se rencontrent dans un mixte" (Corr. "Geschich. II, 8), e a ciò l'Acciaio aggiunse “e l'arte di formare nuovamente miscele dalle parti costituenti” (Corr, l. p.). È cambiato il concetto dei componenti delle miscele; il moderno era già delineato da Boyle, ma fu generalmente accettato solo dopo Lavoisier (vedi Lavoisier e Phlogiston).]. Il compito è quindi conoscere la composizione di tutti i corpi ed esattamente come si formano e come possono formarsi." D. I. Mendeleev ("Fundamentals of X.", 6a ed., 1895, 2) definisce X. come naturale -scienza storica, il cui oggetto immediato è "lo studio delle sostanze omogenee, dalla cui composizione sono composti tutti i corpi del mondo, le loro trasformazioni e i fenomeni che accompagnano tali trasformazioni". Secondo W. Ostwald, "Grundlinien der anorg. Ch.”, 1900, 1), “queste trasformazioni possono essere divise in due grandi gruppi, non del tutto strettamente separati. A volte le trasformazioni riguardano solo una o poche relazioni e proprietà del corpo studiato; a volte sono tali che il corpo studiato scompare come tale e al suo posto compaiono nuovi corpi con nuove proprietà. I fenomeni del primo tipo rientrano nel campo della fisica, i secondi nel campo di X.", e, come esempio, Ostwald considera il rapporto tra lo zolfo e gli shock meccanici (la posizione relativa del corpo cambia, ma il colore, peso, ecc., i cosiddetti, non cambiano le sue proprietà fisiche), al debole riscaldamento (temperatura, gravità specifica e variazione di volume, tensione di vapore, altre (?) proprietà rimangono invariate), all'elettrificazione e rileva che i fenomeni di questo genere dovrebbero essere considerati fisici.Ma “se portiamo (l. p., 2) un pezzo di zolfo entra in contatto con il fuoco, si accende e brucia con una fiamma azzurra. Allo stesso tempo si avverte il noto odore di zolfo che brucia, e dopo che la combustione è andata avanti per qualche tempo, lo zolfo in quanto tale scompare: è bruciato. Durante questo processo, non solo cambiano le proprietà individuali dello zolfo, ma... al posto di esso si è formato qualcos'altro; Possiamo giudicarlo dall'odore che è apparso contemporaneamente all'inizio del fenomeno, ma prima non si notava. In questo caso, lo zolfo ha partecipato al processo chimico... La scienza di X. ha il compito di stabilire le leggi di tutte queste trasformazioni." In altri libri di testo, le trasformazioni fisiche sono definite come quelle in cui le proprietà della materia rimangono invariate, mentre viene ripristinato il suo stato originario; durante il processo Inoltre, è impossibile inoltre dividere meccanicamente una data parte omogenea di un sistema di trasformazione in parti eterogenee, almeno se si parte da un corpo fisicamente omogeneo; ad esempio , il riscaldamento del ghiaccio, il suo scioglimento, la trasformazione dell'acqua liquida risultante durante l'ebollizione in vapore: l'essenza dei processi fisici, perché quando viene ripristinata la temperatura (e pressione) originale, il ghiaccio appare nella stessa quantità con tutte le proprietà fisiche intrinseche ad esso in determinate condizioni, e sebbene alla temperatura di fusione del ghiaccio possiamo avere la sostanza dell'acqua contemporaneamente in tre stati: solido (ghiaccio), liquido (acqua) e gassoso (vapore) e possiamo separarli meccanicamente (il ghiaccio può, ad esempio , essere filtrato dall'acqua liquida), ma né il ghiaccio, né l'acqua, né il vapore possono essere ulteriormente separati in sostanze fisicamente dissimili con alcun mezzo meccanico a noi noto. Se il ghiaccio viene evaporato e il vapore risultante viene riscaldato ad una temperatura di 1500° - 2000°, allora mediante un processo meccanico (mediante diffusione, vedi Dissociazione) è possibile isolare dalla massa di vapori surriscaldati un gas diverso da loro in proprietà (una miscela di idrogeno con ossigeno). Raffreddandosi, solo l'acqua inalterata si trasformerà in ghiaccio, ed il corpo gassoso, raccolto separatamente e raffreddato rapidamente, manterrà la sua natura gassosa; questo sarà quindi un esempio della trasformazione chimica del ghiaccio. Nonostante sia facile trovare molti altri esempi simili nei libri di testo, e nonostante il fatto che la divisione delle trasformazioni della materia in fisica e chimica sia stata consacrata dal tempo, senza dubbio è nettamente unilaterale e quindi errata. Ostwald ha torto semplicemente perché nel suo esempio paragona trasformazioni del tutto incomparabili. Si possono tralasciare i cambiamenti nelle proprietà dello zolfo che si verificano in esso quando cambia la sua “posizione energetica”; teoricamente sono necessari, ma, in ogni caso, così insignificanti da essere sfuggenti non solo con l'aiuto dei nostri sensi, ma anche con l'aiuto dei sensi sofisticati dai più sensibili strumenti moderni. Quando riscaldiamo debolmente lo zolfo, affrontiamo i seguenti fenomeni. Il sistema in esame, che Ostwald chiama zolfo, è da considerarsi composto da due componenti indipendenti (vedi Regola delle fasi): zolfo e ossigeno dell'aria [L'azoto e tutti gli altri suoi componenti gassosi partecipano troppo poco alla trasformazione, con la possibile eccezione di tracce di umidità - vedi Fenomeni di contatto - e quindi la loro presenza può essere ignorata]; è in tali condizioni di temperatura (sottoraffreddate) che, grazie alla resistenza passiva, l'interazione tra questi corpi è quasi impossibile, o, se si verifica, a una velocità così insignificante, vicina allo zero, che non siamo completamente in grado di coglierla. Possiamo quindi considerare l’intero sistema come in uno stato di falso equilibrio (falso equilibrio) di Duhem, altrimenti instabile (cfr. A. Gorbov, “Law of Phases”, in “Physico-Mathematical Yearbook”, II), capace di cambiare le condizioni di equilibrio per completare la trasformazione; lo zolfo, considerato separatamente, cioè trascurando la sua reazione infinitamente lenta con l'ossigeno, possiamo considerarlo come un sistema monovariante di un termine (zolfo solido + vapore in presenza di due fattori di equilibrio esterni: temperatura e pressione), ed è noto che lo le leggi a cui è soggetto un tale sistema (vedi Regola delle fasi, l. p.) non sono diverse dalle leggi a cui è soggetto qualsiasi sistema monovariante con un numero qualsiasi di termini indipendenti, un sistema di combinazione CaO + CO 2 (o dissociazione CaCO 3), Per esempio. ; in senso meccanico lo zolfo solido con i suoi vapori forma un sistema indifferentemente stabile. Ma scaldiamo zolfo + ossigeno a circa 500°; ora inizia la loro interazione lungo la superficie di contatto, accompagnata dall'apparizione di luce e calore (il sistema era sottoraffreddato): lo zolfo, come si suol dire, brucia, ma l'ossigeno brucia ugualmente quando incontra il vapore di zolfo; per entrambi i termini, la misura della stabilità nel mutuo contatto è superata dal riscaldamento, e il sistema è divenuto instabile, ed è ovvio che è illegale avvicinare lo stato indifferentemente stabile dello zolfo con lo stato instabile del proprio + ossigeno; e mentre lo zolfo rimaneva in uno stato indifferentemente stabile, quindi, ripetiamo ancora una volta, i cambiamenti fisici nelle sue proprietà obbedivano alla stessa legge della trasformazione “chimica” nel sistema CaO + CO 2. Con una piccolissima modifica, quanto detto è applicabile anche ad un sistema riscaldato: ghiaccio, acqua liquida e il suo vapore. Finché il ghiaccio e l'acqua liquida vengono riscaldati da soli, per un dato volume del sistema è possibile (in un intero intervallo di temperature e pressioni) la coesistenza di due fasi: ghiaccio + vapore, ghiaccio + acqua liquida, acqua liquida + vapore; tutti questi sono sistemi monovarianti e, come tali, non diversi dal gesso dissociante, dal risultante (dissociante) tricloruro di iodio (vedi Regola delle fasi, l.p.), cioè da sistemi per i quali si assume solitamente che ciò che avviene nelle loro trasformazioni non sono di di natura fisica, ma di natura chimica. Ma abbiamo surriscaldato il vapore acqueo, con l'aiuto di una tecnica speciale (diffusione) [In questo modo viene introdotto nelle condizioni di equilibrio del sistema un nuovo fattore, cioè la tensione capillare, ed è molto probabile che questo cambi la natura del l'equilibrio (cfr. nota successiva).] siamo riusciti a separare parte di un tale sistema, e noi assumiamo che la restante massa di vapore non separata differisce nelle proprietà fisiche dalla parte separata, che differisce dal vapore ordinario solo per un altro contenuto energetico più elevato; ma, ovviamente, questa è solo un'ipotesi, anche se forse la più semplice e probabile; Per quanto riguarda la “miscela esplosiva” sottoraffreddata, non può essere paragonata all’acqua, perché un simile confronto sarebbe altrettanto infruttuoso quanto confrontare l’acqua sottoraffreddata con il ghiaccio della stessa temperatura; un sistema (acqua sottoraffreddata) è instabile, con resistenze passive (secondo Gibbs), l'altro è indifferentemente stabile, almeno in presenza di due fattori di equilibrio esterni: temperatura e pressione [Costruiremo una batteria a gas Grove da idrogeno, ossigeno e acqua, ad es. Introdurremo in esso diversi fattori di equilibrio aggiuntivi, e diventerà equilibrio e le sue trasformazioni saranno reversibili anche a temperatura ordinaria.]. Riassumendo quanto sopra, arriviamo alla conclusione che le solite definizioni di X. sono un po' ristrette, e quella più generale è questa: X. è una scienza storico-naturale esatta che studia le leggi dei cambiamenti nello stato della materia [At allo stesso tempo, la questione dell'unità o della complessità di questa questione non è affatto predeterminata.] ; li classifica attorno ai composti “chimici”, e questi ultimi attorno a particolari varietà persistenti di materia denominate “elementi” (per il significato delle espressioni “composto chimico” ed “elemento” vedi più avanti la legge di costanza della composizione). È possibile, in questo studio, chiamare fisici i cambiamenti reversibili dello stato della materia e distinguerli da quelle trasformazioni “chimiche” che, nelle nostre condizioni, sono irreversibili e procedono unilateralmente, ma dobbiamo ricordare che fino a tempi recenti, e tra queste trasformazioni, alcune sono state riconosciute come fisiche, come, ad esempio. , transizione di liquidi superraffreddati allo stato solido, cristallizzazione di soluzioni sovrasature [Se tali soluzioni non sono considerate dal punto di vista della concentrazione di termini indipendenti, ma dal punto di vista dell'influenza della temperatura su di essi, come fattore esterno di equilibrio, allora dovrebbero essere riconosciuti anche come sistemi sottoraffreddati.], sebbene non differiscano in nulla dai fenomeni "chimici", come: un esplosione di acqua ossigenata liquida, ozono liquido, una miscela esplosiva (idrogeno con ossigeno, cloro con idrogeno [Osservazioni hanno dimostrato che la miscela di ossigeno con idrogeno viene influenzata anche dalla luce, accelerando la trasformazione.]), ecc. ecc. Da questo punto di vista, è chiaro che le informazioni solitamente riportate in chimica sono unilaterali e frammentarie, e che devono essere integrate da numerosi dati solitamente contenuti nei corsi di fisica, cristallografia, ecc. ecc., e che solo recentemente sono entrati a far parte dei cosiddetti manuali. chimica fisica. L’evoluzione prevista è iniziata relativamente di recente, ed è impossibile prevedere il volume di X. anche nel prossimo futuro, ma in una certa misura Mach ha ragione quando dice che “nei tempi moderni, molti rapporti tra la fisica e X. sono stati La vecchia idea che X. possa essere considerata come fisica applicata, in particolare meccanica applicata, ha ricevuto da questo nuovo incoraggiamento... In assenza di una visione preconcetta, sembra più probabile che X. del futuro abbraccerà la fisica, e non viceversa” (“Prinzipien der Wärmelehre”, 1900, 5, 354); Non c'è dubbio che entrambe le scienze trarranno vantaggio dall'omogeneità se tutti quei dipartimenti in cui si studiano i cambiamenti nello stato della materia, a seconda dei cambiamenti nell'apporto della sua energia, verranno trasferiti dalla fisica a X.

Leggi e ipotesi X. Le leggi fondamentali di X. possono essere suddivise in qualitative generali e quantitative generali. Leggi qualitative.

I. Tra di loro dovrebbe essere posizionato in primo piano Legge di fase di Gibbs; lo si è già detto in precedenza (vedi Regola delle Fasi, l. p.) e qui possiamo limitarci a indicare che la sua espressione più generale è:

v = n + e - r,

Dove v- il numero di variazioni indipendenti dei fattori esterni ed interni di equilibrio del sistema o il numero dei suoi gradi di libertà; N- il numero dei suoi termini indipendenti (fattori di equilibrio interno), ovvero il numero di quei corpi la cui concentrazione può essere modificata in modo indipendente; e- il numero di fattori esterni di equilibrio (quali: temperatura, pressione, tensione capillare, forza di eccitazione elettrica, tensioni di gravità varie, ecc.); R- il numero di fasi, cioè di stati della materia fisicamente distinti, separati (r-1) numero di interfacce. Questa espressione deriva dagli articoli dello stesso Gibbs, ma fu scritta per la prima volta da Wald (“Zeitschrift f. Ph. Ch.” 18, 1895, 346), e quindi, a parole (cfr. A. Gorbov, “The Law of Phases ,” “Phys. Mat. . Yearly.", II), che ogni nuovo corpo che entra nel sistema, e ogni nuovo fattore esterno del suo equilibrio, aumenta di uno il grado di libertà del sistema (il numero di possibili fasi, possibili variazioni indipendenti di temperatura, pressione, ecc.), e Ogni nuova fase o interfaccia appena formata riduce questo grado di libertà di 1. La legge delle fasi è un filo conduttore poco apprezzato nello studio delle trasformazioni della materia.

II. La seconda legge qualitativa generale che determina la direzione della trasformazione è Legge di Gibbs-Le Chatelier , il quale afferma che “ogni cambiamento di qualsiasi fattore di equilibrio comporta una trasformazione del sistema, che tende a provocare in questo fattore un cambiamento di segno opposto a quello ad esso impartito”. Questa legge è stata enunciata anche in precedenza (vedi Reversibilità delle reazioni chimiche).

Leggi quantitative e di peso.

IO. Legge di conservazione della massa della materia espresso da Lavoisier in forma a priori: “Possiamo accettare come assioma”, dice, “che in tutte le trasformazioni, sia artificiali che naturali, nulla si crea di nuovo: la stessa quantità di materia esiste prima e dopo l'esperimento [Debus (“U é ber einige Fundamentalsatze der Chemie etc.”, 1894, 6) considera il fondatore di questa convinzione Democrito di Abdera, il quale insegnava che nulla può nascere solo dal nulla e nulla di esistente può trasformarsi in nulla; citato da Aristotele nella sua Fisica (I, 4)]. Su questo principio riposa la possibilità di ogni esperimento chimico, e grazie ad esso siamo costretti ad aspettarci sempre una reale identità, o uguaglianza, tra le essenze dei corpi studiati e quelle che possono essere estratte da essi mediante l'analisi" (Lavoisier, "Oeuvres etc." I, 101); non c'è dubbio però che questa posizione fosse il risultato delle numerose osservazioni sperimentali di Lavoisier (vedi Flogisto, Formule e nomenclatura chimica). Poiché per un dato punto del globo le masse di qualsiasi corpi sono strettamente proporzionali al loro peso, possiamo dire che, secondo la legge di Lavoisier: durante qualsiasi trasformazione, il peso dei corpi trasformanti è strettamente uguale al peso di quelli risultanti, ed è facile vedere che questa “chimica” rappresenta un caso speciale di un altro, più generale, al quale sono soggetti tutti i movimenti della materia, e che consiste nel fatto che ogni volta che la massa di un dato corpo cambia (aumenta o diminuisce), allora la massa di uno o più corpi circostanti subisce una variazione simultanea, uguale in grandezza, ma di segno opposto (diminuisce o aumenta)[Gautier e Charpy "Le ç ons de Chimie", 1900, 14] [La legge di conservazione della massa della materia è del tutto parallela alla legge di conservazione dell'energia in fisica (cfr. V. Stevarta. P. G. Tait, "Unseen Universe ", 1890).]. Quando Stas sintetizzò lo ioduro e il bromuro d'argento da quantità sospese di argento, iodio e bromo, il peso dei composti alogenati risultò, tuttavia, essere leggermente inferiore a quello di argento e iodio, argento e bromo, pesati separatamente; inoltre L. Meyer ("Moderne Theorien d. Ch.", 1884, 135) ha sottolineato la possibilità che particelle della nostra materia pesante siano collegate con una quantità maggiore o minore di etere leggero non completamente privo di peso, la cui quantità forse cambiamenti con trasformazioni chimiche; In considerazione di ciò, prima Landolt, e dopo di lui Heidweiler, sottoposero la legge di Lavoisier ad attenta verifica sperimentale; entrambi hanno studiato i cambiamenti nel peso di vari sistemi racchiusi in recipienti di vetro sigillati. Landolt trovò che il peso del sistema: una soluzione acquosa di solfato d'argento + una soluzione di solfato ferroso acidificato con acido solforico diminuisce con la reazione:

Ag2SO4 + 2FeSO4 + H2SO4 = 2Ag + Fe2 (SO4)3 + H2O

a 0,130 mg - 0,167 mg; questa diminuzione è da 6 a 12 volte maggiore dell'errore di pesatura, ma è sproporzionata rispetto alle masse reagenti, poiché era = 0,130 mg a 171,3 g e 0,167 mg a 114,2 g del sistema reagente; nella reazione dell'acido iodico. con acido iodidrico in presenza di acido solforico:

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

è stata osservata anche una diminuzione del peso, ma la differenza (0,011 mg - 0,047 mg) rientrava nell'errore sperimentale; quando lo iodio reagisce con una soluzione acquosa di sale sodico solforato (l'interazione può andare in due direzioni:

J2 + 2Na2SO3 = 2NaJ + Na2S2O6

J2 + Na2SO3 + Η2Ο = 2HJ + Na2SO4,

cloralio idrato con idrossido di potassio

[CCl 3 .CH(OH) 2 + KOH = CCl 3 H + CHCO 2 + H 2 O]

e quando il cloralio idrato veniva sciolto in acqua, non si osservavano variazioni di peso che non rientrassero nei limiti dell'errore sperimentale. Heidweiler studiò le seguenti trasformazioni: spostamento del rame da parte del ferro in soluzioni acide, basiche (?) e neutre di solfato di rame, dissoluzione del solfato di rame in acqua, dissoluzione del solfato di rame acidificato in acqua e soluzione neutra in acido solforico, precipitazione dell'ossido di rame idrato con idrossido di potassio da una soluzione di rame vetriolo, l'interazione dell'ammoniaca con acido acetico e la precipitazione del cloruro di bario con acido solforico. Con un numero totale di corpi reagenti di circa 200 g (160 - 280) e con un errore di pesatura non superiore a 0,04 mg, in due casi si osservò un aumento di peso di 0,014 e 0,019, e nei restanti 21 diminuzioni di peso; in 13 esperimenti è stato maggiore dell'errore possibile e una volta raggiunto 0,217 mg; la diminuzione è stata senza dubbio riscontrata durante la precipitazione del rame in soluzione acida ed alcalina (ma non in soluzione neutra), durante la dissoluzione del solfato di rame acidificato in acqua e durante la precipitazione dell'ossido di rame idrato [In 2 esperimenti però si è verificata una è stata osservata una diminuzione troppo insignificante, vale a dire 0,037 e 0,032 mg]. Heidweiler non è riuscito a scoprire il motivo della variazione di peso e inoltre la perdita di peso non era proporzionale alla massa dei corpi reagenti. Risulta così che, durante certe trasformazioni, la massa della materia trasformata sembra diminuire, e questa diminuzione esula dai limiti degli errori di pesatura; essa non può essere spiegata (Landolt) con la diversa sollecitazione della gravitazione universale in relazione a masse uguali di corpi diversi, poiché gli esperimenti di Bessel con pendoli costituiti da vari metalli e minerali e di Eötvös (E ötvö s) con bilance di torsione hanno dimostrato che tale non è possibile cogliere una differenza; d'altra parte, come si vede, le ritirate non sono proporzionali alle masse che reagiscono, e ciò rende probabile qualche errore casuale; per ora, a quanto pare, possiamo continuare a considerare la legge di Lavoisier, entro i limiti dell’accuratezza dei moderni metodi di osservazione, come completamente accurata. In ogni caso, errori come quelli sopra citati non possono essere presi in considerazione negli esperimenti ordinari [Affinché un sistema basico di solfato di rame con ferro perda 1 pood di peso dopo la reazione, è necessario, a giudicare dai dati di Heidweiler, prendere nel caso più favorevole poco più di 1.000.000 di pood. miscele. Più recentemente, Heidweiler riportò (Physikalische Zeitschiift, 1902) che il peso del radio in un tubo sigillato diminuisce di 0,02 mg al giorno, ed è notevole che la conseguente diminuzione dell'energia potenziale (= K×[(M Δt)/r 2 ]×r, Dove K veloce., M massa di terra R- il suo raggio, Δt variazione di massa di un corpo attratto dalla Terra) = 0,02,600000000 mg cm = ca. 12,10 erg, cioè esattamente l'energia emessa, secondo Becquerel, dal radio al giorno. Il messaggio di Heidweiler è preliminare.]

II. Legge di costanza della composizione dei composti chimici che può essere formulato in questo modo: le masse dei corpi che con la loro combinazione formano un nuovo corpo, possedendo una data somma di proprietà fisiche e chimiche, sono in costante rapporto sia tra loro che con la massa del corpo formato, è solitamente considerato il più caratteristico della chimica; viene talvolta definita addirittura come una scienza che studia la composizione e le trasformazioni dei soli corpi omogenei, cioè quelli che sono caratterizzati da una costanza di composizione, che rappresentano veri e propri individui chimici, e a cui viene dato il nome di certi composti chimici, in contrasto con miscele meccaniche e composti chimici (?) indefiniti (vedi Tikhvinsky, "Metodo e sistema della chimica moderna", San Pietroburgo, 1900, 3 e 6). D'altro canto si trova un commento su questa legge (Gautier et Charpy, l. p., p. 14) secondo cui "non è altro che una tautologia. Infatti, non esiste alcuna possibilità di avere un'altra definizione di un "definito" composto, eccetto quello che deriva da questa cosiddetta legge. Le proprietà fisiche non sono sufficienti per caratterizzare un composto; così osserviamo proprietà ben precise per una miscela di acqua e alcol, presi in un certo rapporto (in peso), sebbene nessuno ha mai osservato questa mescolanza sembra una combinazione. Qui quindi non esiste una vera legge, ma l'affermazione di un fatto però molto notevole. Cioè molti elementi possono formare corpi complessi solo combinandosi in determinate proporzioni, che restano immutate qualunque sia il modo di ottenere un corpo complesso; se uno degli elementi è in eccesso, rimarrà tale dopo l'atto di unione." Wald dice ancora più duramente ("Zeitsch. f. ph. Ch.", 1897, 22, 256): “La legge di costanza della composizione dovrebbe essere considerata come una legge empirica. Ma questo non è del tutto corretto. Basta chiedersi cosa farà un chimico, se una sostanza, che era considerata un composto chimico - e questo non accade così raramente - si scopre che cambia la sua composizione al variare delle condizioni? Dubiterà della correttezza della legge? Ovviamente no; lo farà basta cancellare la sostanza dall'elenco dei composti chimici... Il punto è che non ci sono altri segni per riconoscere una sostanza come composto chimico... Quindi, si è appreso per esperienza che alcuni corpi complessi hanno una composizione costante . Il riconoscimento che tutte queste sostanze, e solo loro, debbano essere considerate composti chimici è arbitrario. Di conseguenza ", i composti chimici hanno una composizione costante per definizione, e per definizione, quei corpi che non soddisfano questa condizione non sono riconosciuti come chimici composti." Alla luce di quanto sopra, sembra interessante scoprire in che rapporto sta la legge di costanza della composizione con la legge di Lavoisier, la storia della sua origine e cosa dovremmo attualmente considerare una miscela meccanica, composti chimici indefiniti e definiti . La legge di Lavoisier richiede che la massa dei corpi reagenti sia uguale alla massa del nuovo corpo formato da essi, ma non predetermina affatto le quantità dei corpi reagenti; qualunque quantità di essi, purché maggiore di zero, lo soddisfa; La legge di Lavoisier non pregiudica la questione se i corpi non possano reagire in innumerevoli modi; la legge di costanza della composizione dice che una reazione è possibile solo per un certo rapporto specifico delle masse reagenti, ma non dà indicazioni nemmeno sul numero di composti possibili. È notevole che per molto tempo i chimici siano stati istintivamente convinti della costanza della composizione dei corpi da loro studiati; basti indicare che la determinazione della composizione dei sali fu effettuata da: Bergman (tra il 1775-1784); Wenzel (1777), Kirwan e Richter (1790-1800); che Lavoisier, dopo aver determinato la composizione dell'anidride carbonica e dell'acqua, iniziò a studiare la composizione dei composti organici che bruciò a tale scopo, raccolse l'acqua e l'anidride carbonica risultanti e, in base alla loro quantità, calcolò il contenuto di carbonio e idrogeno nella sostanza bruciata, ecc.; e questo, ovviamente, sarebbe impossibile se ammettesse che la composizione dell'acqua e dell'anidride carbonica potrebbe cambiare. Quindi la fede nella costanza della composizione dei corpi complessi esisteva da molto tempo, o meglio, nessuno sospettava la possibilità di altro, ma la “legge” rimaneva inespressa. Il suo avversario decisivo fu Berthollet ("Recherches sur les lois de l'afпnnt é", 1801 e 1802 e "Essai de statique chimique", 1803). Era convinto che i corpi possano combinarsi a volte in tutti i tipi di rapporti, a volte all'interno determinati limiti; vedeva il motivo di tale limitazione nel fatto che la forza con cui sono trattenute le parti costitutive di un corpo complesso dovrebbe diminuire all'aumentare della massa di uno dei corpi reagenti (avvicinandosi ad uno stato di saturazione e una relativa diminuzione della massa dell'altro), e in secondo luogo, nell'influenza della temperatura sull'adesione e sull'elasticità naturale dei corpi reagenti. Grazie all'alta autorità di Berthollet, grazie all'arguzia con cui queste opinioni furono presentate, furono ottenne molti sostenitori, soprattutto perché i dati analitici disponibili a quel tempo erano per molti versi una conferma diretta della correttezza di tali opinioni. Un avversario delle idee di Berthollet era Proust (vedi l'articolo corrispondente) [In questo articolo, a Proust viene attribuita l'idea dell'origine degli elementi chimici da un'unica materia primaria, cioè l'idrogeno, ma questa idea fu espressa dal medico inglese Prout (vedi) e dagli atomi Ves (vedi).]; in diversi lavori (1801-1808) dimostrò che la formazione degli ossidi, dei composti solforati e dei sali, in generale, è associata a rapporti certi e costanti tra le masse degli elementi in essi presenti, ma ciò è visibile solo se si osserva distinguere tra miscele meccaniche e altre miscele fisicamente e chimicamente eterogenee di composti chimici. La legge di costanza della composizione di questi ultimi, cioè degli ossidi, fu espressa da Proulx nel 1801 con le seguenti parole (Corr, “Geschichte d. Ch.”, II, 368): “Proporzioni sempre immutate, questi attributi costanti, caratterizzano i composti reali, sia artificiali che naturali, in una parola, questo stagno naturae, così chiaramente visto da Stahl; tutto questo, dico, non è in potere del chimico più di quanto lo sia la legge selettiva a cui sono soggetti tutti i composti. " I composti “definiti” possono, secondo Proulx, mescolarsi tra loro in composti indefiniti. relazioni, ma il prodotto di tale miscelazione non è un composto chimico, ma una soluzione. Berthollet riteneva (nella sua Statique chimique) che le opinioni di Proulx fossero poco fondate e tra loro scoppiò una disputa che terminò nel 1808, quando la maggior parte dei contemporanei si sporse verso Proulx, dopo di che iniziò lo studio approfondito di alcuni composti chimici. Al momento non vi è dubbio che la questione debba essere nuovamente riesaminata. Per dare un'idea del punto di vista moderno, soffermiamoci sul caso più semplice dell'interazione di due corpi che non formano tra loro quella che viene chiamata una connessione definita, ma sono capaci in determinate condizioni di formare liquidi e omogenei sistemi in tutte le direzioni. Come è noto (cfr. Regola delle Fasi, Leghe, Evaporazione Frazionata), l'aggiunta di corpo IN al corpo UN UN, e aggiungendo corpo UN al corpo IN provoca una diminuzione della temperatura. corpo in fusione IN, e quindi, applicando tutte le possibili miscele formate da questi due corpi su un diagramma di temperature e concentrazioni, otteniamo due curve che si intersecano nel punto eutettico, emanando dal punto di fusione UN E IN(Guarda la figura):

Un esame dettagliato del diagramma mostra quanto segue. Sopra le curve SE E ED abbiamo una regione di sistemi liquidi, solitamente chiamata soluzione IN V UN (UN si scioglie molto più in basso B), ma che, ovviamente, sono anche soluzioni UN V IN. Sopra la linea tratteggiata orizzontale che parte dal punto D, entrambi i corpi si miscelano come liquidi a tutti gli effetti (dal 100% UN fino al 100% IN); tra questa linea e la linea tratteggiata orizzontale che inizia nel punto CON, corpo UN, il liquido in queste condizioni può essere aggiunto alla soluzione in una quantità indefinita senza disturbarne l'omogeneità, e l'aggiunta di un corpo IN limitato dalla sua curva di solubilità DE; Grazie a ciò, la soluzione è, per così dire, unilaterale. Sotto la linea tratteggiata orizzontale che inizia da CON, entrambi i solidi hanno una capacità limitata di fondersi a vicenda; la soluzione è simmetrica. Sotto la linea tratteggiata ab entrambi i corpi possono essere presi in qualsiasi relazione, ma non hanno alcuna influenza l'uno sull'altro; essi sono assolutamente indifferenti anche con un ulteriore abbassamento della temperatura, e non siamo in grado di farli interagire in queste condizioni (si assumono fattori esterni di equilibrio del sistema la temperatura e la tensione di vapore A+B). In un triangolo CaE il solido in eccesso precipita allo stato solido UN, in contatto ed equilibrio con il corpo che ne è saturo UN, soluzione; in un triangolo DbE il corpo cade allo stato solido B, anche in contatto ed equilibrio con la soluzione satura di esso. Cosa si trova nel rettangolo AaBb di solito chiamiamo miscela meccanica, sebbene, in realtà, qui non vi sia alcuna mescolanza dei corpi presi [Negando la mescolanza dei corpi, intendiamo la loro relazione indifferente tra loro e il loro completo isolamento spaziale. Non c'è dubbio che qualche conglomerato metallico eutettico (vedi Leghe) dia ad occhio nudo al microscopio l'impressione di un corpo omogeneo.]; sono mescolati come se fossero in dispositivi separati; pertanto è più corretto chiamare tale miscela “meccanica”, insieme a B. Rooseboom (vedi Stereoisomerismo), un conglomerato; le parti costitutive di un conglomerato possono essere separate tra loro con vari metodi e, tra l'altro, con l'ausilio di liquidi pesanti (metodo Church e Thule in mineralogia). La composizione di un tale conglomerato può variare da quasi il 100% UN fino al 100% B, ma è ovvio che per ogni miscela data rimarrà costante per un certo numero di cambiamenti di temperatura; e se lo considereremo un composto definito o meno dipenderà dalla maggiore o minore facilità con cui potremo dimostrare la sua eterogeneità fisica nei diversi punti del sistema e dalla maggiore o minore accessibilità per noi del punto eutettico E, al di sopra della quale apparirà più netta l'eterogeneità del conglomerato (allo stato solido saranno un corpo UN o corpo IN), a meno che la sua concentrazione non corrisponda accidentalmente al punto eutettico, quando e al di sopra di esso la sostanza sarà trattata come completamente omogenea, per cui la temperatura eutettica sarà il punto di fusione [Che tale conglomerato fonde alla temperatura eutettica in un liquido omogeneo è dimostrato da gli esperimenti di Galloc (1888), che scoprì che un conglomerato di segatura di cadmio (1 parte), stagno (1 parte), piombo (2 parti) e bismuto (4 parti), corrispondente nella composizione alla lega di Wood, si scioglie in un bagnomaria (con riscaldamento sufficientemente lungo), cioè sotto i 100°, mentre i singoli metalli fondono: Cd a 320°, Sn a 32°, Pb a 320° e Bi a 269,2°; Trovò inoltre che basta premere l'uno contro l'altro il potassio (punto di fusione a 62,5°) e il sodio (punto di fusione a 97,6°) con superfici fresche per ottenerli liquidi a temperatura ordinaria. ritmo. e una lega simile al mercurio (soluzione).]. Poi i corpi UN E IN, Anche la caduta dalla soluzione in forma solida avrà una composizione invariata, poiché si presume che possano sciogliersi senza decomposizione (cambiamento di composizione) e, inoltre, si presume che abbiamo un caso della loro interazione quando, entrando in soluzione, cambia solo la loro concentrazione per unità di volume, ma non la composizione [In realtà, un simile caso ideale non si verifica effettivamente: e i cristalli del corpo UN, e cristalli del corpo IN cadere, inumidito con una soluzione satura, la cui composizione cambia con la temperatura e può anche differire, per capillarità, dal resto del liquido. Tale soluzione, tuttavia, è relativamente facile da rimuovere, e questo è il motivo della presentazione presentata nel testo. Che i cristalli di ghiaccio che cadono da soluzioni acquose “deboli” non rappresentano soluzioni solide è chiaro dai dati di Regnault sulla tensione di vapore di tali soluzioni, e da alcune osservazioni di Ruedorff su soluzioni acquose deboli di sali pleocroici.]. La soluzione infine avrà una concentrazione variabile purché la sua composizione corrisponda all'area sovrastante le linee SE E E.D. e finché uno dei fattori esterni di equilibrio, temperatura (a pressione costante) o pressione (a temperatura costante), il sistema cambierà; ma dopo quanto tempo avremo una soluzione corrispondente a una delle curve di confine G.E. O E.D. cioè uno dei due possibili sistemi monovarianti, e il valore della temperatura o della pressione del sistema è dato in anticipo, o il più presto possibile per le soluzioni superiori SE E ED e rappresentando sistemi variabili, i valori di temperatura e pressione sono fissi, quindi le composizioni di tali soluzioni risultano completamente fisse, definite, ed è noto da tempo che la composizione delle soluzioni sature è determinata dalla temperatura e dalla natura e stato del corpo solido a contatto con essi, e che per avere una soluzione insatura di alcuni corpi, che ad una data temperatura abbia una certa pressione di vapore, il peso specifico desiderato e possibile, l'indice di rifrazione desiderato, ecc., che per tutto ciò i corpi reagenti devono essere presi in un “rapporto ponderale costante” rigorosamente definito. Pertanto, arriviamo alla conclusione che tutti i sistemi invarianti (non varianti) hanno una certa composizione [Il ragionamento applicato nel testo a un sistema a due corpi può essere facilmente esteso a un sistema di qualsiasi complessità. Un conglomerato che si trova al di sotto della temperatura eutettica non sarà sempre costituito da corpi puri UN E IN; quest'ultimo caso si verifica quando UN E IN dare connessioni. Ma non è difficile comprendere questi casi, guidati da quanto sopra e conoscendo il diagramma corrispondente; si veda, ad esempio, il diagramma di solubilità di Fe 2 Cl 4 fornito da V. Rooseboom nell'Art. Evaporazione frazionata.]; la sua costanza non rappresenta quindi il privilegio di “certi composti chimici”, e quindi è urgente trovare “certi composti chimici”, la cui descrizione costituisce finora quasi l'intero contenuto di X., qualche segno diverso dalla costanza compositiva, che consenta di caratterizzarli. Questo segno è stato dato da Wald, che ha definito un composto chimico permanente come fase di composizione invariata in un sistema monovariante. Nel caso discusso sopra, queste fasi sono solide UN E IN a contatto con le loro soluzioni sature: con l'aumento della temperatura di queste ultime, con il cambiamento della loro pressione, la composizione della soluzione cambia continuamente, e la fase solida, sebbene cambi costantemente in quantità [La massa dell'intero sistema si presume costante.], ma conserva la sua composizione invariata, la sua individualità. Non c'è dubbio che il segno indicato da Wald fosse noto da tempo ai chimici, e lo usarono costantemente nella scoperta di composti “chimici, permanenti”, ma prima di Wald non era stato formulato chiaramente da nessuno, e la definizione di “ “composti chimici” nei libri di testo era quindi incompleto. Nell'esperimento, per stabilire l'“omogeneità” di una sostanza, era sempre necessario cristallizzarla da diversi “solventi” e a diverse temperature, cioè costringerla a svolgere il ruolo di un corpo IN il nostro esempio; dovevo determinare il ritmo. il peso del suo vapore e confrontare la composizione del vapore con la composizione del corpo liquido (solido), ecc. Cosa spiega, o, più correttamente, cosa significa il fatto che i corpi UN E IN mantengono inalterata la loro composizione sotto una serie di cambiamenti di temperatura e pressione? Il punto è che se corpi UN E IN sono esotermici, mantengono la loro composizione finché li studiamo a temperature inferiori a quelle alle quali in essi possono iniziare reazioni di dissociazione UN SU UN 1 E UN 2, v SU b1 E b2; Se UN E IN in condizioni sperimentali i composti sono endotermici, quindi mantengono la loro individualità finché li mettiamo in contatto reciproco al di sopra di una certa temperatura limite, al di sotto della quale possono esistere con difficoltà, pronti a disintegrarsi nelle loro parti componenti [In tali condizioni, tutti Solitamente si trovano composti “endotermici”, alcuni dei quali sono elencati sopra. Ricordiamo che in una fiamma di gas detonante si forma l'acqua ossigenata, un “composto endotermico”, che Si 2 Cl 6 (Troost e Hautefeuille) si forma da SiCl 4 e Si sopra 1300°:

comincia a decomporsi al di sotto di questa temperatura e si dissocia completamente già a 800°. Ma se un gas riscaldato a 1300° viene improvvisamente raffreddato, il risultato è un liquido, bollente. a 140° e comincia a decomporsi solo intorno ai 350°C; Al di sotto è preservato grazie a resistenze passive. Mercoledì Fosforo - sulle ricerche di Tammann sulle condizioni di trasformazione dei sistemi sottoraffreddati (endotermici).] Quindi mantengono la loro individualità mentre li mettiamo in interazione a pressioni maggiori delle pressioni di dissociazione caratteristiche delle loro reazioni di decomposizione; o, infine, con i sistemi endotermici, quando li studiamo a un grado di sottoraffreddamento tale che la trasformazione che avviene in essi (se solo avviene) ci è praticamente impercettibile. Di conseguenza, la costanza della composizione è stabilita dalle condizioni sperimentali scelte. Ma perché i composti non si formano in tutte le proporzioni possibili, ma per la maggior parte (cfr. Idrocarburi) in un numero molto limitato? Wald risponde sottolineando la limitata solubilità reciproca dei solidi [Per capirlo è sufficiente studiare le curve di solubilità del cloruro di calcio idrato (vedi Regola delle fasi l.c.) o del cloruro ferrico (vedi Evaporazione frazionata l.c.), dove si è chiaro che la solubilità dell'acqua nei sali alogeno prelevati allo stato solido corrisponde appunto ad un numero limitatissimo di proporzioni.] e anche la legge dei rapporti multipli (vedi sotto) si deduce (l.s.) da questa posizione (vedi sotto), ma non c'è dubbio che, inoltre, il numero limitato di composti è dovuto anche alla cosiddetta natura chimica dei corpi, che rende, ad esempio, quello dell'idrogeno con l'ossigeno l'unico composto stabile (esotermico) nelle nostre condizioni c'è solo acqua, e i restanti sistemi (H 2 O 2, H 2 O 4 ?), contenenti più ossigeno alle nostre temperature e pressioni, sono scarsamente stabili (sottoraffreddati) e difficilmente possono essere conservati per un breve periodo. Quindi, come si può vedere dagli esempi appena forniti, questa limitazione è evidente, causata da condizioni accidentalmente limitate (“ordinarie”) in cui studiamo le interazioni di vari corpi. Ma se si osservano casi di solubilità limitata, allora ci si dovrebbe aspettare anche il fenomeno opposto, cioè casi di completa miscelazione dei corpi allo stato solido sotto tutti gli aspetti possibili, altrimenti la formazione di sistemi tali che, avendo le consuete caratteristiche dei composti “chimici”, differiranno da essi per una completa incertezza della composizione. Alcuni dei fenomeni legati a questo sono solitamente descritti come miscele isomorfe (vedi. risp. articolo), alcuni sono descritti generalmente sotto il nome di soluzioni solide (van "t Hoff, Mallard, Klein, Runne, Buxhoevden u. Tammann). Considerando sopra l'interazione dei corpi UN E IN Dal punto di vista della legge delle fasi, non abbiamo risolto la questione se questi corpi rappresentino elementi o se siano “chimicamente” complessi. Il fatto è che la legge non fa alcuna distinzione tra gli elementi e i loro composti, ed è ugualmente applicabile sia ai fenomeni di dissoluzione dei cloruro di calcio idrati in acqua (vedi Regola delle fasi) sia all'interazione di due elementi, cloro e iodio (l. con .). L’unica differenza finora nota tra elementi e corpi complessi è che non sono stati scomposti tattilmente in forme di materia diverse da loro, e quindi aderiamo ancora alla definizione di Lavoisier (vedi Nomenclatura chimica); l'unica differenza è che, tenendo conto della legge di Dulong e Petit (vedi Calore) e della legge periodica di D.I. Mendeleev (vedi Legge periodica degli elementi chimici), possiamo con un alto grado di probabilità affermare che tutti gli elementi moderni, se complessi , la loro complessità è dello stesso ordine ["Trasformiamo la materia ogni giorno in ogni modo possibile. Ma allo stesso tempo, abbiamo definito con precisione i confini dove tali trasformazioni si fermano: non sono mai andate così oltre... gli elementi chimici Questo confine non ci è stato indicato da nessuna teoria filosofica, questo è un vero e proprio ostacolo che noi, con i nostri metodi di conduzione degli esperimenti, non siamo riusciti a superare... Questo significa però che mentalmente vediamo qui il limite finale. No, senza dubbio; infatti i chimici hanno sempre guardato a questo confine come a un fatto indiscutibile, ma sempre con la speranza di oltrepassarlo." M. Berthelot, "Les origines de l"Alchimie" (1885).] Recentemente, molti hanno già espresso la convinzione che la semplificazione dei nostri elementi sia stata raggiunta; ad esempio, J. J. Thomson ritiene che solo questa assunzione possa essere i fenomeni osservati durante il passaggio dei raggi catodici nei gas rarefatti si spiega: “Poiché i raggi catodici trasportano cariche negative; vengono deviati dalle forze elettrostatiche come se fossero carichi negativamente; obbediscono all'azione di una forza magnetica esattamente come se questa forza agisse su un corpo carico negativamente che si muove lungo il percorso di questi raggi, allora non vedo modo di sfuggire alla conclusione che essi rappresentano cariche elettriche negative trasportate da particelle di materia . La domanda è: cosa sono queste particelle? Rappresentano atomi, molecole o materia in uno stato di grande separazione? Per far luce su questa circostanza, ho effettuato una serie di misurazioni del rapporto tra la massa di queste particelle e la carica da esse trasportata; di conseguenza, è risultato che m/e (m- peso, e- carica) non dipende dalla natura del gas ed è molto piccola (= 10 -7) rispetto al più piccolo valore simile finora conosciuto, vale a dire - 10 -4, che corrispondeva allo ione idrogeno durante l'elettrolisi di soluzioni acquose acide , motivo per cui Thomson concluse che in condizioni catodiche "siamo di fronte a un nuovo stato della materia, uno stato in cui la sua divisione è stata avanzata molto più in là che nello stato gassoso; uno stato in cui vari tipi di materia, cioè quelli che provengono dall'idrogeno, dall'ossigeno, ecc., diventano identici”, ecc. Nonostante numerosi lavori in questo campo, la questione è andata avanti relativamente poco a causa delle difficoltà sperimentali; Pertanto, è opportuno delinearlo qui e citare, tra l'altro, la recensione di Ostwald, secondo la quale "la legge fondamentale dell'elettrolisi, la legge di Faraday, si è rivelata del tutto inapplicabile alla materia o ai corpi che trasportano corrente nei gas. Questa contraddizione è espresso in una forma tale che, presumibilmente, le ricerche sulla conduttività dei gas hanno dimostrato l'esistenza di particelle materiali diverse centinaia di volte più piccole di una molecola di idrogeno (200 volte); ma la natura ipotetica di tale conclusione è ovvia, e la nominare ioni per questi fenomeni, che seguono leggi completamente diverse, è inappropriato" (1901). Dobbiamo attendere ulteriori chiarimenti sperimentali sull'argomento.

III. Legge degli equivalenti (cfr. Sistema unitario). Bergman aveva già notato che quando si mescolano soluzioni di due sali neutri, la neutralità della soluzione non viene violata, ma non ha prestato sufficiente attenzione a questa circostanza. Il primo ad intraprendere uno studio approfondito del fenomeno fu Wenzel (1740-43), che pose le basi della stechiometria con il suo saggio “Vorlesungen über die chemische Verwandtschaft der Körper” (1777). Dopo aver confermato la correttezza delle osservazioni di Bergman, Wenzel ne diede una spiegazione, che consisteva nel fatto che diverse quantità di diversi alcali e terre, neutralizzando la stessa quantità di qualsiasi acido, dovrebbero neutralizzare uguali quantità di qualsiasi altro acido; in altre parole, che il rapporto tra le masse di due terre che neutralizzano una data quantità di un certo acido rimane costante quando neutralizzano tutti gli altri acidi, e questo ha permesso di verificare le analisi e anche di calcolare la quantità di eventuale base necessaria per formarsi un sale medio con un dato acido, se si conosceva la quantità di una sola base necessaria a questo scopo; Lo stesso Wenzel, tuttavia, non attribuiva particolare importanza a questa circostanza, e la sua opera non fu apprezzata dai contemporanei, sebbene fosse molto accurata per l'epoca. Il seguace più vicino di Wenzel, Richter, non era più felice. Richter iniziò (1789-1802) disponendo in serie le quantità in peso relativo in cui gli acidi si combinano con le basi per formare sali neutri. Chiamò serie neutra delle basi le quantità di basi necessarie per neutralizzare 1000 parti di acido solforico; allo stesso modo determinò la serie neutra dei vari acidi necessaria per neutralizzare date quantità di varie basi. Nonostante la precisione relativamente bassa dei suoi calcoli, Richter notò che i numeri delle serie neutre di basi sono proporzionali tra loro e che lo stesso vale per le serie neutre di acidi. In connessione con questi lavori, c'è un'altra "scoperta" di Richter, vale a dire che fece ampie osservazioni sulle quantità in cui i metalli si spostano (vedi Spostamento) l'uno con l'altro dai sali neutri, cioè la determinazione delle quantità in cui si combinano con una quantità costante di ossigeno, e nel caso in cui i metalli vengono spostati dai sali di un acido, e quelle quantità in cui, sotto forma di ossidi, si combinano con una quantità costante di anidride acida [Per chiarire questo, è sufficiente immaginare il solfato di rame sotto forma di un composto di ossido di rame con anidride solforica e scrivere l'equazione per lo spostamento del rame con il ferro:

CuO.SO 3 + Fe = FeO.SO 3 + Cu;

mostra: dal 16 wt. unità combinazione di ossigeno 63 wt. unità rame e 56 w. unità ferro (Cu = 63 e Fe = 56 in numeri tondi), e quello (63 + 16) in peso. unità ossido di rame e (56+16) peso unità gli ossidi ferrosi sono combinati con l'80 unità anidride solforica (S = 32 in numeri tondi)]. In precedenza Bergman aveva studiato lo spostamento reciproco dei metalli e aveva pubblicato le sue osservazioni nell’articolo: “De div e rsa phlogisti quantitate in metallis”. Trovò che per spostare l'argento dal suo sale nitrato sono necessarie quantità del tutto determinate e costanti di altri metalli; poi studiò lo spostamento reciproco dei metalli dagli altri sali; Si osservarono grandi differenze nelle quantità di metalli precipitanti, ma erano soggette a leggi costanti. Come sostenitore della teoria del flogisto, Bergman considerava le sue figure come segue: ogni metallo, una volta disciolto, si trasforma in “calce”, cioè perde il flogisto che contiene (vedi); e poiché, precipitato da un altro metallo, precipita allo stato metallico, non c'è dubbio che viene ripristinato, ricombinato con la quantità di flogisto che gli occorre, a spese del metallo che lo precipita, e Bergman, basandosi sulla sua esperimenti, conclusero che diversi metalli 1) sono collegati a diverse quantità di flogisto e 2) che i numeri da lui ottenuti danno quelle quantità di metalli che contengono quantità uguali di flogisto. 20 dicembre 1783 Lavoisier presenta all’accademia una memoria “Sur la précipitation des sostanze mé talliques les unes par les autres” (“Oeuvres etc.”, II, 528), dove, accennando ai risultati di Bergman, afferma che “a suo parere, il l'assenza o la presenza di flogisto nei metalli non è altro che una supposizione. In realtà, e si può verificare con bilance e misure alla mano, che in qualsiasi calcinazione di un metallo, sia essa avvenga a secco o a umido, con l'ausilio dell'aria, acqua o acidi, si osserva un aumento del peso del metallo causato dall'aggiunta ad esso... di ossigeno (princip e oxygè ne)... e quindi, se bastano 31 libbre di rame per precipitare 100 libbre di argento allo stato metallico [La cifra reale è 29,46 unità di peso di rame per 100 unità di peso di argento; gli esperimenti di Bergman in questo caso erano errati di circa il 4%], il che significa che questa quantità di rame è in grado di combinarsi interamente con tutti l'ossigeno contenuto in 100 libbre d'argento... allo stato di calce”; inoltre Lavoisier non tiene conto dell’osservazione corretta appena fatta e, basando i suoi calcoli sui dati errati di Bergman, giunge a conclusioni completamente errate. Qualche anno dopo, l'opera di Richter appare con dati più accurati e con una spiegazione priva delle contraddizioni delle memorie di Lavoisier. Richter stabilisce, per inciso, che il mercurio e il ferro formano diversi composti definiti con l'ossigeno, ma presenta i risultati del suo lavoro in un linguaggio molto intricato, inoltre contengono numerosi calcoli relativi a una serie di leggi immaginarie che Richter pensava di aver scoperto. Quasi tutto questo lavoro passa inosservato, e l’uguaglianza della quantità di ossigeno viene poi riscoperta da Gay-Lussac (nel 1808), e l’esistenza di diverse composizioni costanti degli ossidi di ferro e di mercurio da Proulx durante la sua disputa (vedi il corrispondente articolo) con Berthollet. Nel 1782 Fischer attirò l'attenzione sul lavoro di Richter e scoprì che tutte le sue tavole delle serie neutre potevano essere combinate in una, composta da due serie: una contenente le quantità di basi espresse in numeri, e l'altra le quantità di acidi necessarie per la formazione di sali neutri con i numeri di basi indicati. “Questi numeri esprimevano, quindi, i rapporti di neutralità tra basi e acidi, e la tabella che li conteneva riassumeva in una forma visiva e conveniente la composizione di un gran numero di sali neutri”. Grazie a Fischer, i risultati del lavoro di Richter divennero generalmente noti, ma la loro influenza fu comunque molto insignificante e ciò che trovò fu successivamente riscoperto. Nel frattempo, Wenzel e Richter scoprirono il fatto che due corpi sono in qualche modo collegati a un terzo A:B, poi, nello stesso rapporto, possono sostituirsi a vicenda in tutta una serie di corpi complessi, e in un caso particolare possono, di conseguenza, nello stesso rapporto o in un multiplo di esso (vedi sotto) connettersi tra loro. Questi numeri caratteristici furono chiamati da Wollaston: equivalenti; nel moderno i libri di testo definiscono gli equivalenti come (proporzionali) numeri che mostrano in quali quantità di peso gli elementi sono combinati in un unico peso. unità idrogeno o sostituirlo.

IV. Legge dei multipli appartiene a Dalton; la storia della sua origine non può oggi essere ricostruita con esattezza; Di solito è formulato come segue: se due corpi A e B sono collegati in più rapporti, allora le masse del corpo B per la stessa massa del corpo A sono in rapporti multipli semplici tra loro e allo stesso tempo in un rapporto semplice e multiplo con l'equivalente del corpo B ; una formulazione più generale appartiene a Duhem (Duhem, “Le mixte et la combinaison chimique”, 1902, 73): “Let C1, C2, C3... ci saranno vari elementi; per ciascuno di essi possiamo scegliere un numero caratteristico dello stesso, chiamato numero proporzionale (peso "atomico") e ottenere, come segue, una tabella dei numeri proporzionali (pesi "atomici"): p1, p2, p3... Se i corpi C1, C2, C3... si connettono tra loro, allora le masse dei corpi che li collegano sono nella relazione: λр l , μр m , νр n ... Dove λ, μ, ν sono numeri interi... Dalton ed i suoi contemporanei non si sarebbero accontentati dell'espressione “numeri interi”, ma avrebbero detto “numeri primi interi”; ma questa limitazione, corretta quando è nata la chimica, diventa sempre meno vera man mano che si sviluppa; in particolare, i successi della chimica organica costrinsero in molti casi ad attribuirli ai numeri interi λ, μ, ν... grandi valori; grazie a ciò scomparve il carattere di semplicità che in un primo momento veniva loro attribuito; come trovarlo, ad esempio, nella formula della paraffina, dove le masse del carbonio e dell'idrogeno combinati sono in relazione λ volte il peso proporzionale ("atomico") del carbonio e μ volte il peso proporzionale dell'idrogeno e dove λ E μ hanno significati: λ = 27, μ = 56?" In effetti, la formulazione ordinaria della legge non è applicabile non solo alle paraffine (vedi), dove il rapporto tra gli indicatori presenti nelle formule dei "pesi proporzionali" di idrogeno e carbonio è espresso come frazione 2 + 2/n, ma in generale a tutte le serie insature degli idrocarburi, a cominciare dalla serie dell'acetilene, poiché è costantemente uguale a: 2 - 2/n, 2 - 4/n, 2 - 6/n ecc., dove N- numeri interi. Ma dobbiamo prestare attenzione al fatto che in tali confronti applichiamo la “legge” a casi che non corrispondono agli esempi da cui è stata ricavata, e quindi il suo disaccordo con l’osservazione non sorprende. La “legge” è stata stabilita da Dalton confrontando il gas di palude con l’etilene e studiando gli ossidi di azoto, e basta prestare attenzione alle formule moderne di questi composti per vedere che sono stati confrontati composti di diverse serie e diversi stati di ossidazione, in un parola: estremi diversi, ma con una massa costante di uno degli elementi in essi contenuti; e con questa limitazione la “legge” è ancora valida, come si vede anche nelle formule degli idrocarburi, confrontate tra loro, la serie: 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 ... ecc.; Con questo confronto troviamo numeri interi relativamente semplici e la regola che “le masse corporee IN, per peso corporeo costante UN, sono in rapporti multipli tra loro”, espressi come rapporti di numeri interi; questi stessi esempi possono servire anche a illustrare la circostanza che attirò particolarmente l’attenzione di Dalton e cioè che i composti “chimici” si presentano a salti; infatti è chiaro che in H 2 ha una massa di carbonio pari a 24, 36, 48, H 4 ha 12, 24, 36..., H 6 ha 24, 36, 48, ecc., cioè si ripetono un numero molto piccolo di numeri e lì non c'è continuità. Per spiegare ciò, Dalton propose la sua ipotesi "atomica" [Vedi "Alembic Club Reprints", No. 2, 1893, "Foundations of Atomic Theory" di J. Dalton a. Wollaston (1802-1808) e Ostwald" s "Klassiker ecc.", N. 3,1889: "Die Grundtagen der Atomthéorie" di J. Dalton u. WH Wollaston (1803-08). Mercoledì inoltre l'art. Debus"a (l.c.) Dahem"a (l.c.) e A. Hannequin, "Essai critique sur l"hypothese des atomes dans la science contemporaine" (P. 1899)]. Il concetto di struttura atomica della materia è indubbiamente molto origine antica (vedi Sostanza); Dalton apparentemente ce l'ha (Roscoe a. Harden, “A New View of the Origin of Daltons Atomic Theory”, 1896; ad es. anche in “Zeit. f. Ch.”, 1896), sviluppato sotto il influenza di Newton, che aveva bisogno degli atomi per costruire la sua teoria del deflusso della luce. Newton sviluppò la sua visione in questioni che ponevano fine alla sua Ottica; Così, nella domanda XXXI, Newton chiede: “Le più piccole particelle dei corpi non possiedono proprietà, capacità o forze conosciute che consentono loro di influenzare a distanza non solo i raggi di luce per rifletterli, rifrarli e deviarli, ma anche su tra loro e in questo modo provocano la maggior parte dei fenomeni naturali"? Quando due corpi si connettono, Newton considera la connessione come una conseguenza dell'attrazione reciproca delle particelle più piccole di entrambi i corpi a breve distanza. "Quando la potassa si diffonde, non è forse a causa dell'attrazione reciproca tra le sue particelle e le particelle d'acqua che galleggiano sopra di loro sotto forma di vapore? E non è forse per questo che il sale comune, il salnitro, il vetriolo sono meno vaghi della potassa, perché hanno meno attrazione rispetto alle particelle d'acqua"? La ragione immediata per l'adozione delle visioni atomiche da parte di Dalton fu, a quanto pare, l'osservazione (errata, come ora sappiamo) che l'ossido nitrico può reagire interamente con l'ossigeno nell'aria o in un rapporto di 36 vol. NO a 100 giri/min aria, o in relazione a 72 vol. NO agli stessi 100 giri. aria e nel primo caso si forma acido nitroso e nel secondo acido nitrico; "Questi fatti", dice, "indicano chiaramente la teoria del processo: gli elementi dell'ossigeno possono combinarsi con una certa quantità di ossido nitrico, o con il doppio di essa, ma senza quantità intermedia". È arrivato alle visioni atomiche studiando la solubilità di vari gas nei liquidi e la pressione dei gas nelle miscele. Almeno vediamo che non più di un anno dopo il suddetto esperimento (6 settembre 1803), era impegnato con "le osservazioni delle particelle ultime dei corpi e la loro combinazione", e con il suo messaggio "Sull'assorbimento dei gas da parte dell'acqua e altri liquidi", si legge il 21 ottobre. 1803 (“Sull’assorbimento dei gas da parte dell’acqua e di altri liquidi”, ristampato nei “Klassiker” di Ostwal, vedi sopra) allegava la prima tabella dei pesi relativi (molto imprecisa), intitolata: “Tabella dei pesi relativi delle particelle ultime di gas ed altri corpi"; in esso sono elencati gli elementi: idrogeno, azoto, carbonio, ossigeno, fosforo, zolfo inframmezzati da vari composti, tra i quali vi sono alcune sostanze organiche, e con ciascun nome è data una cifra relativa al peso delle particelle finali senza spiegando come l'autore l'ha ottenuto. Nel 1804, comunicò le sue opinioni al professor Thomson (di Edimburgo), che lo visitò a Manchester, e quest'ultimo le pubblicò (con il consenso di Dalton) nel 3° volume del suo libro di testo X. , pubblicati nel 1807. Infine, nel 1808 furono esposti dallo stesso Dalton nel suo “Un nuovo sistema di filosofia chimica” (vedi “Klassiker” di Oslwald l. p.). I passaggi seguenti caratterizzano i punti più significativi delle opinioni di Dalton. “Tali osservazioni (si tratta di osservazioni dei tre stati dei corpi: gassoso, liquido e solido) hanno portato tutti ad un tacito accordo secondo cui i corpi di dimensioni apprezzabili, siano essi liquidi o solidi, sono costituiti da un numero enorme di particelle insolitamente piccole , o atomi, materia tenuta insieme da una forza di attrazione, più o meno significativa, a seconda dei casi; la chiamiamo coesione quando impedisce la separazione delle particelle, oppure... affinità quando le raccoglie da uno stato disperso (ad esempio esempio, quando il vapore si trasforma in acqua) ... Una questione piuttosto importante è se le particelle finali (ultime) di una determinata sostanza, ad esempio l'acqua, sono le stesse, cioè hanno lo stesso aspetto, lo stesso peso, ecc. per il fatto che lo sappiamo, non abbiamo motivo di supporre alcuna differenza tra loro;... è difficilmente possibile immaginare che aggregati di particelle non identiche potrebbero essere così omogenei.Se alcune particelle dell'acqua fossero più pesanti di altre , e se per caso la proporzione di questo liquido fosse costituita prevalentemente da (? ) di essi, ciò dovrebbe influenzare il peso specifico dell'acqua, che non è stato osservato. Per gli altri enti valgono le stesse considerazioni. Dobbiamo quindi concludere che le particelle finali di qualsiasi corpo omogeneo sono del tutto identiche tra loro in rapporto al peso, alla forma, ecc. In altre parole, ogni particella d'acqua è identica a ogni altra particella di essa, ogni particella di l'idrogeno è completamente identico ad un'altra particella di idrogeno, ecc." "Uno degli obiettivi principali di questo lavoro è sottolineare l'importanza e il vantaggio di determinare il peso relativo delle particelle ultime, sia dei corpi semplici che complessi, il numero di corpi semplici particelle di un elemento incluse nella composizione di una particella complessa ...Se sono dati due corpi, UN E B, incline alla connessione, sono possibili le seguenti combinazioni, iniziando dalla più semplice, vale a dire:

1 atomo del corpo UN+ 1 atomo B= 1 atomo CON, binario

1 atomo A+ 2 atomi IN= 1 atomo D, triplicare

2 atomi UN+ 1 atomo B= 1 atomo E, triplicare

1 atomo UN+ 3 atomi IN= 1 atomo F, quadruplicare

3 atomi A+ 1 atomo IN= 1 atomo G, quadruplicare

ecc. Le seguenti regole generali possono essere prese come linee guida negli studi relativi alla sintesi chimica. 1) Se per due corpi reagenti si può ottenere un solo composto, allora si deve supporre che sia binario, a meno che qualche motivo non costringa ad esprimere l'opinione opposta. 2) Se si osservano due composti (per 2 elementi), allora bisogna pensare che uno di essi è binario e l'altro triplo. 3) Quando si conoscono tre composti, dovremmo aspettarci che uno di essi sia binario e due siano ternari. 4) Quando si conoscono quattro composti, allora dovremmo aspettarci che uno di essi sia binario, due siano ternari, uno sia quaternario, ecc. 5) Un composto binario deve sempre essere specificatamente più pesante di una semplice miscela di entrambi i corpi costituenti. 6) Un composto triplo deve essere specificatamente più pesante di una miscela di un composto doppio e di un composto semplice, che potrebbero, combinati, formare un composto complesso, ecc. 7) Le regole e le osservazioni specificate valgono ugualmente quando organismi come CON E D, D E E... Dall'applicazione di queste regole traiamo le seguenti conclusioni: 1) che l'acqua è un composto binario di idrogeno e ossigeno, e che i pesi relativi di entrambi gli atomi elementari sono circa 1:7; 2) che l'ammoniaca è un composto binario di idrogeno e azoto, e che i pesi relativi di entrambi gli atomi elementari sono circa 1:5 tra loro; 3) che l'ossido nitrico è un composto binario di azoto e ossigeno, i cui atomi pesano rispettivamente 5:7... In tutti i casi i pesi sono espressi in atomi di idrogeno, ciascuno dei quali è uguale a uno... Dovuto Per la novità, nonché per l'importanza, delle idee sviluppate in questo capitolo, si è ritenuto opportuno fornire delle tabelle che illustrano il metodo di connessione in alcuni dei casi più semplici... Gli elementi, o atomi, di tali corpi, che sono attualmente considerati elementari, sono indicati da cerchietti con alcuni segni convenzionali (vedi Formule); una connessione consiste nella giustapposizione di due o più atomi "... Allo stato attuale, la completa arbitrarietà di queste regole guida colpisce involontariamente l'occhio. Ovviamente, la composizione del composto non dipende in alcun modo dalle circostanze, se sappiamo o meno le condizioni di formazione di 2 elementi di diversi composti, e il nostro disaccordo a questo riguardo con Dalton è meglio illustrato dal fatto che diamo la formula H 2 O all'acqua e H 3 N all'ammoniaca, cioè consideriamo il primo non un corpo binario, ma ternario, e il secondo quaternario. Quindi non si capisce perché, se ci sono due composti, uno dovrebbe essere binario e l'altro ternario; mentre per l'idrogeno con l'ossigeno si conoscono con certezza due composti, ma ora consideriamo un ternario - H 2 O, e l'altro quaternario - H 2 O 2 (perossido di idrogeno). Non c'è dubbio inoltre che la posizione 5 sia in netto disaccordo con tutte le reazioni di "sostituzione" e, ad esempio, con la classica reazione della formazione di acido cloridrico:

H2 + Cl2 = 2HCl,

quando, come è noto, ud. il peso della miscela di idrogeno e cloro è, entro i limiti dell'accuratezza osservativa, sp. il peso dell'acido cloridrico, ecc. Nel frattempo, l'influenza delle opinioni di Dalton sullo sviluppo di X. è stata enorme e continua ancora oggi; sorge la domanda: cosa l'ha causato, quando l'idea stessa della struttura atomica della materia non apparteneva a Dalton? Per quanto si può giudicare, questa influenza è dovuta alle seguenti circostanze: 1) La discontinuità della materia che ci circonda, la mancanza di continuità in essa ci colpisce così tanto che non possiamo immaginarla figurativamente come continua, e tutti i tentativi in ​​questo senso le indicazioni si sono finora rivelate insolitamente difficili da comprendere e inefficaci; È ovvio che, a causa delle stesse circostanze, tra gli antichi sorsero le idee atomiche. 2) Dalton ha mostrato l'applicabilità pratica delle visioni atomiche all'ingegneria chimica; accettando che gli atomi di elementi diversi differiscono in peso relativo [A questo riguardo, non era d'accordo con Higgins (1790), che credeva che gli atomi di base fossero identici tra loro, e attribuiva tutte le differenze osservate nella materia a gruppi di essi più o meno grandi Le opinioni di Higgins "furono resuscitate prima da Praut" e ora da J. J. Thomson]; fornì uno schema insolitamente semplice e facilmente accessibile, in cui l'esistenza sia di composti di composizione costante che di composti soggetti alla legge dei “rapporti multipli” si inserisce con sorprendente facilità. La chiarezza e l'applicabilità dello schema agli occhi di diverse generazioni di chimici sono servite anche come "spiegazione" di queste leggi, e solo ora diventa chiaro che la "costanza della composizione" è possibile molto più spesso di quanto si pensasse in precedenza, che il fattore a determinarlo è il noto rapporto tra gli ancora indefinibili corpi reagenti di “natura”, il tipo di energia esterna agente sul sistema ed i complessi (fasi) fisicamente eterogenei di cui esso è composto. Per quanto riguarda la legge dei “rapporti multipli”, non ha ancora una spiegazione generalmente accettata; Il paragone di Wald con la legge dei parametri razionali in cristallografia è insoddisfacente per la sua scarsa chiarezza e per la scarsa chiarezza delle disposizioni principali; Anche N. S. Kurnakov è d’accordo con il punto di vista di Wald nel suo rapporto “Sulla fusibilità delle leghe metalliche”, XI Congresso di Scienze Naturali. e vr. a San Pietroburgo nel 1901; il parallelismo delle due posizioni difficilmente può essere messo in dubbio; ma, se in cristallografia la legge citata ha anche una prova matematica, che sembra basarsi sull'impossibilità dell'esistenza di cristalli sferici, allora non è ancora chiaro quale posizione parallela debba essere accettata da X. D’altra parte Duhem dice: “È ovvio che la risposta (della teoria atomica ai fenomeni dei rapporti multipli) è soddisfacente e può addirittura essere considerata una vittoria della teoria atomica, vittoria tanto più evidente in quanto questa spiegazione della legge dei rapporti multipli non è stata modificata successivamente, la quale anzi è coeva alla legge, e forse è anteriore alla sua scoperta. Questa vittoria è definitiva? Perché ciò sia necessario non solo che la spiegazione dei rapporti multipli data dalla teoria atomica sia una corrente probabile, ma anche l'unica possibile Ma chi osa assumersi la garanzia di questa interpretazione e decide di affermare che non sarà mai possibile trovarne un'altra? ulteriormente; se teniamo conto con quanta facilità, con quale chiarezza tutti i principi del moderno X. si inseriscono nella presentazione da cui non solo la parola, ma anche l'idea stessa di atomi [Duhem intende la presentazione da lui data nel opera citata ("Le mixte et la comb. chim.", 1902).]; e d'altra parte, se prestiamo attenzione a quelle contraddizioni che ora sorgono non appena spieghiamo questi principi dal punto di vista atomico [Cf . Stallo, “La Matière et la Physique moderne.”], è difficile difendersi dal pensiero che l’unico successo della teoria atomica rappresenti una vittoria apparente per la quale il domani non è garantito; che questa teoria non ci introduce alla vera ragione oggettiva della legge dei rapporti multipli; che questa ragione deve ancora essere scoperta e, infine, che il moderno X. non parla a favore della dottrina di Epicuro." Non importa come risponderà il futuro, per ora il punto è questo: Dalton ha notato l'esistenza di "relazioni multiple" e considerato che questi fenomeni derivano dalle idee atomiche, perché corrispondono alle più semplici combinazioni possibili di atomi; conosciamo oggi un gran numero di sistemi a composizione indefinita, e non solo allo stato gassoso e liquido, come avveniva nel caso di Dalton tempo, ma anche nel solido (dalle miscele isomorfe di Mitscherlich alla soluzione solida di Fan't Hoff); Non si può dire che questi fenomeni contraddicano direttamente la struttura atomica della materia, ma richiedono una spiegazione del perché non vengono costantemente osservati, ed è ovvio che non possiamo più basarci sulla “semplicità” in questa spiegazione. 3) Infine, con la legge dei rapporti multipli, Dalton diede ai chimici un criterio facilmente accessibile per giudicare se si trattava di un corpo individuale o di un sistema complesso formato dall'interazione di due o più corpi stabili in condizioni sperimentali. Questo aspetto dell'argomento non fu formulato chiaramente dai contemporanei, ma l'importanza della legge stessa non sfuggì alla loro attenzione, e Thomson presto (14 gennaio 1808) scoprì che il sale acido di potassio ossalico contiene acido in quasi il doppio della quantità rispetto a al sale medio, e Wollaston scopre (28 gennaio 1808) rapporti semplici e multipli per alcuni sali dell'acido acido, carbonico e ossalico, quindi Berzelius riprende la determinazione dei pesi atomici e dedica diversi anni di lavoro persistente e insolitamente approfondito per loro [Cp. Ostwald, "Klassiker", n. 35, "Versuch die bestimmten und einfachen Verhältnisse autzufinden, nach velchen die Bestandtheile der unorganischen Natur mit einander verbunden sind, von J. Berzelius" - 1818-19; a quest'opera principale Berzelius in seguito diede diverse ulteriori articoli.] Non è questo il luogo per soffermarsi sulle difficoltà che i chimici incontrarono nello stabilire i pesi atomici, e su come le regole di Dalton furono gradualmente eliminate, e Berzelius portò a questo le leggi della capacità termica degli elementi solidi, Dulong e Petit, l'isomorfismo di Mitscherlich ( 1819); Limitiamoci a sottolineare che tutto ciò si rivelò insufficiente, e i pesi atomici moderni furono stabiliti solo dopo che la cosiddetta “teoria molecolare” di Avogadro-Ampere divenne generalmente accettata.

Leggi volumetriche di Gay-Lussac. Lavoisier ("Oeuvres etc.", I, 73 e 75) notò che affinché l'ossigeno, combinandosi con l'idrogeno, formi acqua, è necessario assumere il doppio del volume di idrogeno per volume; questa circostanza fu contestata in seguito (Dalton, ad esempio, pensava che per 185 parti di idrogeno si dovessero avere 100 volumi di ossigeno), e quindi fu importante che A. F. Humboldt e Gay-Lussac, con esperimenti estremamente approfonditi per l'epoca, stabilirono [ "Exp ériences sur les moyens endiométriques et sur la proporzioni des principes constituants de l"atmosphè re", 1805; vedi Ostwald, "Klassiker" n. 42.] che Lavoisier aveva ragione e che, in effetti, 200 circa . l'idrogeno necessario per la formazione dell'acqua è di 100 vol. ossigeno. A quel tempo esisteva già una disputa tra Proulx e Berthollet sulla costanza della composizione dei composti chimici; D'altra parte, Dalton nel suo "Nuovo sistema di filosofia chimica" si espresse a favore dell'immutata composizione atomica dei composti "chimici" composti, e quindi Gay-Lussac nel 1808 (memoria "Sur la combinaison des sostanze gazebouses, les unes avec les autres" [Vedi Ostw. "Klas." N. 42.] intraprese un lungo studio sull'interazione di vari gas; i risultati furono favorevoli alle opinioni di Proulx e Dalton, vale a dire Gay-Lussac trovò “che le combinazioni di corpi gassosi tra loro avvengono sempre in rapporti molto semplici, così che con un volume di un gas 1, 2 e, al massimo, si combinano 3 volumi di un altro.Questi rapporti volumetrici non si osservano per i corpi liquidi e solidi, ma sono uguali così, e per i pesi dei corpi reagenti, il che costituisce una nuova prova che solo allo stato gassoso i corpi sono nella stessa circostanze e sono soggetti alle leggi corrette. , e questo è anche caratteristico dello stato gassoso." Di solito nei libri di testo moderni le osservazioni di Gay-Lussac sono riassunte sotto forma di due leggi: 1) I volumi dei corpi reagenti negli stati di gas e vapore sono uguali o in rapporti semplici, espressi come rapporti di semplici piccoli numeri interi e 2) Il volume del corpo risultante allo stato gassoso o vaporoso è sempre in un rapporto semplice rispetto al volume (gas-vapore) di ciascuna delle parti costitutive in esso comprese. Gli esperimenti di Gay-Lussac apparentemente posero fine alla disputa tra Berthollet e Proulx. Per quanto strano possa sembrare a prima vista, Dalton ha reagito negativamente a loro, vale a dire, in aggiunta al suo "Nuovo sistema di filosofia chimica" critica le osservazioni di Gay-Lussac sull'interazione tra ossido nitrico e ossigeno (anzi, errate) e aggiunge : “In effetti, ciò che egli asserisce sui volumi è analogo a ciò che dico sugli atomi; e se si potesse dimostrare che tutti i gas (fluidi elastici) contengono in volumi uguali un uguale numero di atomi, o numeri relativi a 1, 2 , 3, ecc., allora entrambe le ipotesi coinciderebbero con l'eccezione che la mia è universale, e la sua è applicabile solo ai gas. Gay-Lussac non poteva fare a meno di vedere che tale ipotesi è stata da me considerata e respinta, in quanto priva di valore [Dalton si riferisce al punto del suo libro in cui dice che una volta aveva una vaga convinzione, condivisa da lui insieme a molti altri, che in volumi uguali di qualsiasi gas (semplici e chimicamente complessi) ci sia un numero uguale di atomi, ma dovrebbe l'hanno abbandonato, in primo luogo, sulla base delle osservazioni dell'interazione dell'ossigeno con l'ossido nitrico, quando una miscela di volumi uguali di gas viene talvolta ridotta della metà, il che indica che il corpo finale ha meno atomi per unità di volume rispetto a quelli iniziali (questa osservazione non è corretta) e, in secondo luogo, perché il ritmo. il peso del vapore acqueo è inferiore al battito. peso di ossigeno che lo forma, cosa che sarebbe impossibile se fosse formato dalla combinazione di 2 atomi di idrogeno (2 vol.) con 1 atomo di ossigeno (1 vol.).], ma lui ha resuscitato questa idea, e ne farò alcuni cose al riguardo, anche se non ho dubbi che lui stesso si renderà presto conto dell'incoerenza del suo punto di vista." Dalton conclude così: "La verità, sono convinto, è che i gas non si combinano mai in volumi uguali o semplici; da nessuna parte esiste un'approssimazione più vicina all'accuratezza matematica, come nel caso dell'idrogeno con ossigeno, eppure, il più accurato dei miei esperimenti mostra: qui a 1,97 vol. l'idrogeno rappresenta 1 vol. ossigeno." Ora sappiamo che Gay-Lussac era senza dubbio più vicino alla verità di Dalton, e fu nel caso dell'idrogeno e dell'ossigeno che Morley e Scott dimostrarono che il rapporto reale era 2,002 a 1.

La posizione di Avogadro. Nel giugno 1811, il fisico italiano A. Avogadro si assunse il compito di conciliare le opinioni di Dalton con le osservazioni di Gay-Lussac in un articolo intitolato: "Essai d"une manière de terminer les masses relatives des molecole élémentaires des corps, et les proporzioni selon lesquelles elles entrent dans le s combinaison" [La nomenclatura seguita da Avogardo in questo articolo differisce dalla nostra; come nota J. Walker, la sua molecola = atomo, molecola (indifferente), mol écule inté grante = molecola (per lo più corpi complessi) , mol é cule constituante - una molecola di un corpo elementare e mol écule élé mentaire - un atomo di un corpo elementare, ma uno dei passaggi dell'articolo fa pensare che mol écule inté grante significhi anche un atomo (cfr. Ostwald, "Klassiker", n. 8).]. "Gay-Lussac ha mostrato in un'interessante memoria", scrive Avogadro, "che le combinazioni di corpi gassosi si verificano sempre in rapporti volumetrici molto semplici e che, nel caso di un prodotto di reazione gassoso, anche il suo volume è in rapporti semplici con i volumi di dei corpi reagenti. Ma i rapporti tra le masse delle parti costituenti un composto possono sembrare dipendere solo dal numero relativo delle molecole reagenti (e delle loro masse) e dal numero di molecole complesse formate. Di conseguenza si deve concludere che esistono moltissime semplici relazioni tra i volumi dei corpi gassosi e il numero di molecole che li compongono. In primo luogo e , a quanto pare, l'unica ipotesi accettabile dovrebbe essere riconosciuta come il fatto che il numero di molecole di qualsiasi gas è lo stesso a volumi uguali, o è sempre proporzionale al volume: infatti, se per gas diversi a parità di volume il numero di molecole fosse diverso, sarebbe difficile comprendere che la legge che regola la distanza delle molecole porta in tutti i casi a una connessione così semplice come quella sopra detto, che siamo costretti a riconoscere tra il volume e il numero di molecole... Sulla base di questa ipotesi, apparentemente disponiamo di un mezzo per determinare facilmente le masse relative delle molecole per i corpi capaci di esistere anche allo stato gassoso come numero relativo di molecole necessarie per la reazione; vale a dire, i rapporti tra le masse delle molecole sotto questa ipotesi sono gli stessi dei rapporti tra i pesi specifici di diversi gas (a uguali temperature e pressioni), e il numero relativo di molecole reagenti è dato direttamente dal rapporto dei volumi di i gas che compongono un dato composto. Ad esempio, poiché i numeri 1.10359 e 0.07321 esprimono il peso specifico dei gas ossigeno e idrogeno (il peso di un uguale volume d'aria = peso specifico unitario [Questi numeri non sono corretti.], allora il loro rapporto, altrimenti, il rapporto tra uguali masse volumetriche di entrambi i gas, rappresenta, secondo la nostra ipotesi, il rapporto tra le masse delle loro molecole, da cui ne consegue che una molecola di ossigeno è quasi 15 volte più pesante di una molecola di idrogeno, o, più precisamente, sono in un rapporto di 15.074 a 1. .. [La relazione qui fornita non è corretta (vedi Formule chimiche). Per comprendere il ragionamento di Avogadro, indichiamo il peso di una molecola di ossigeno con M, il peso di una molecola di idrogeno fino a 1, quindi il peso di un certo volume di ossigeno sarà - xM, Dove X il numero di molecole di ossigeno in questo volume e il peso dello stesso volume di idrogeno =x1(per posizione). Battiti conosciuti. pesi di entrambi i gas in rel. all'aria, ovvero quantità: (xM)/pag E (x 1)/p, Dove R - peso di un uguale volume d'aria; è ovvio che [(xM)/p]:[(x 1)/p] = M/1, cioè pari al rapporto tra i pesi delle molecole di ossigeno e di idrogeno, di cui quest'ultimo è accettato come unità di misura convenzionale.]. D'altra parte, poiché sappiamo che il rapporto tra i volumi di idrogeno e ossigeno durante la formazione dell'acqua = 2:1, allora sappiamo che l'acqua si forma dall'interazione di ciascuna molecola di ossigeno con due molecole di idrogeno. .. Ma c'è una considerazione che, a prima vista, depone contro l'assunzione della nostra ipotesi per i corpi complessi. Sembra necessario che una molecola complessa formata dall'interazione di due o più molecole di corpi semplici abbia una massa pari alla somma delle masse di questi ultimi; o in particolare quando si ottiene un corpo complesso dall'interazione di 1 mol. un corpo con 2 o più mol. un altro corpo, in modo che il numero di pilastri complessi. è rimasto uguale al numero di mol. primo corpo. Nel linguaggio delle nostre ipotesi ciò equivale al fatto che, quando un gas si combina con due o più volumi di un altro gas, il volume del composto allo stato gassoso deve essere uguale al volume del primo gas. Nel frattempo, in un numero enorme di casi ciò non viene osservato. Ad esempio, il volume dell'acqua allo stato gassoso, come ha dimostrato Gay-Lussac, è doppio del volume dell'ossigeno utilizzato per formarla, o, che è lo stesso, uguale al volume dell'idrogeno, invece di essere uguale al volume di ossigeno. Ma si presenta anche il modo di interpretare questi fatti secondo la nostra ipotesi; cioè assumiamo: 1) che le molecole di qualunque corpo elementare... non siano formate da singole molecole elementari (atomi), ma siano composte da un certo numero di esse, unite tra loro da mutua attrazione, e 2) che quando le le molecole di un altro corpo si combinano con le molecole del primo, formando una molecola complessa, poi la molecola intera che si dovrebbe formare si scompone in due o più parti formate da metà, quarto, ecc. il numero di molecole del primo corpo che entrano nella connessione, collegata alla metà, un quarto delle molecole del secondo corpo..., così che il numero delle molecole finali diventa doppio, quadruplo, ecc., rispetto a quello che sarebbe stato senza disintegrazione, e proprio come è richiesto dal rapporto volumetrico osservato del gas risultante ["Così, ad esempio, la molecola finale di acqua deve essere composta da una mezza molecola di ossigeno collegata a una molecola, o due semimolecole, di idrogeno" (ca. Avogadro). Atto di connessione 2 vol. idrogeno con 1 vol. Avogadro immagina l'ossigeno come un composto 2x dicono idrogeno con 1x dicono ossigeno con la formazione iniziale 1x moli complessi acqua, ciascuno contenente 2 mol. idrogeno e 1 mol. ossigeno, ma poi disintegrandosi in 2x mol. più semplice, la cui massa è già uguale

(2x mol. idrogeno + x mol. acido)/2x = (2 mol. idrogeno)/2 + (mol. acido)/2 = mol. idrogeno + (mol acido)/2;

ogni volume di vapore acqueo contiene 2 volte meno ossigeno di un uguale volume di ossigeno gassoso contenuto da quest'ultimo X dicono acido e contiene un uguale volume di vapore

xmol. acqua = x (mol. idrogeno + mol. acido./2).].

Passando in rassegna vari composti gassosi, i più studiati, trovo solo esempi di raddoppio del volume di uno dei termini, collegamento con due o più volumi di un altro corpo [L'espressione è errata, ma purtroppo usata spesso. Non c'è dubbio che qui non si osserva alcun raddoppio del volume, anzi, esso si riduce; Avogadro parla di raddoppio perché, secondo la sua ipotesi, inizialmente il volume dei corpi reagenti è ridotto a un volume. Attualmente si possono fornire esempi molto più complessi e l'equazione per la formazione di idrogeno solforato a temp. punto di ebollizione dello zolfo:

S8 + 8H2 = 8SH2

Avogadro dovrebbe spiegare la formazione della molecola inizialmente complessa S 8 Η 16 e il successivo diciotto del suo volume: S 8 H 16 = 8SH 2.]. Lo abbiamo già visto per l'acqua. Allo stesso modo, sappiamo che il volume dell’ammoniaca è il doppio del volume dell’azoto (libero) che contiene. Ma è possibile che in altri casi le molecole vengano divise in 4, 8, ecc. La possibilità di una tale divisione dovrebbe essere prevista a priori... Quale idea reale potremmo formularci sull'effettiva combinazione di due corpi gassosi? interagendo in termini uguali di volume e senza modificarlo, come, ad esempio, nel caso dell'ossido nitrico [Composizione e specifiche. il peso dell'ossido nitrico è dato dalla formula NO, la cui formazione da azoto e ossigeno può essere rappresentata solo dall'equazione

N2 + O2 = 2NO.

In realtà questa reazione non è stata ancora effettuata. Buoni esempi sono le seguenti reazioni:

H2 + Cl2 = 2HCl,

H2 + Br2 = 2HBr,

che si verifica senza un cambiamento di volume.]. Con l'ipotesi della divisibilità delle molecole, è facile vedere che la connessione trasforma effettivamente due tipi di molecole in una e che dovrebbe esserci una riduzione almeno del volume di uno dei gas se ciascuna molecola complessa (vedi nota sopra) non erano divisi in altri due, di natura identica... Basandosi su ipotesi arbitrarie sul numero più probabile di molecole (atomi) nei composti, Dalton cercò di stabilire relazioni tra le molecole di corpi semplici. La nostra ipotesi... ci permette di correggere i suoi dati... Quindi, per esempio, Dalton presuppone che l'acqua sia formata dalla combinazione di idrogeno e ossigeno, molecola per molecola (atomo per atomo). Sulla base di ciò e sulla base dei pesi relativi dei due corpi contenuti nell'acqua, ne consegue che la massa della molecola di ossigeno deve essere correlata alla massa della molecola di idrogeno come circa 7½ a 1, o, secondo la stima di Dalton , come 6 a 1. Secondo la nostra ipotesi, questo rapporto è appena il doppio, cioè = 15:1. Quanto alla molecola dell'acqua, essa dovrebbe essere uguale in numeri tondi a 15 + 2 = 17 (prendendo come 1 la molecola dell'idrogeno), se non fosse divisibile per 2; ma per questa divisione diventa la metà, cioè 8½, o più precisamente 8,537, come si trova direttamente dividendo il tempo. peso del vapore acqueo, cioè 0,625 (Gay-Lussac; il peso specifico è dato rispetto all'aria) per peso specifico. il peso dell'idrogeno è 0,0732. Questa massa differisce da 7, attribuita da Dalton alla molecola d'acqua, solo per la differenza nei numeri accettati da Dalton per la composizione dell'acqua," ecc. Che le opinioni di Avogadro fossero poco apprezzate dai suoi contemporanei non sorprende. Dalton non poteva d'accordo con loro perché in generale dubitava della correttezza delle osservazioni di Gay-Lussac, e inoltre le opinioni di Avogadro erano contrarie alle sue convinzioni sull'indivisibilità degli atomi; è più strano che l'articolo di Avogadro sia successivamente rimasto completamente dimenticato e che ancora oggi ci siano molti malintesi su questo argomento si può trovare nelle argomentazioni dei libri di testo. È necessario vedere chiaramente che la posizione di Avogadro: "Volumi uguali di qualsiasi gas a uguali temperature e pressioni contengono un uguale numero di molecole", o viceversa: "Volumi uguali corrispondono a un uguale numero di molecole di gas presi a eguali temperature e pressioni”, non rappresenta, in senso stretto, una “ipotesi”, ma una definizione puramente condizionale, e niente di più [Ostwald nei suoi “Grundlinien” lo chiama postulato di Avogadro.]; Accettandolo, accettiamo di rappresentare i nostri complessi in modo tale che le loro reazioni obbediscano alle leggi di Gay-Lussac, cioè cioè in modo che ciascuna formula corrisponda allo stato gassoso a un volume normale convenzionale in condizioni normali, ed è chiaro che possiamo esprimere così tutte le trasformazioni di cui si occupa X., perché sono tutte concepibili come avvenute allo stato gassoso ; che le nostre formule convergono con la realtà non solo alla temperatura e alla pressione sperimentale, ma anche ad altre, deriva semplicemente dall'applicabilità relativamente ampia delle leggi di Boyle-Mariotte e Charles-Gay-Lussac (vedi Gas). Quando sono arrivati ​​i dati sperimentali riguardanti il ​​battito. i pesi di un dato vapore non concordano con la formula che ci aspettavamo, allora solitamente cerchiamo una temperatura e una pressione alla quale si osserva tale accordo, oppure ignoriamo completamente i dati sperimentali e scriviamo formule “molecolari” che non corrispondono a la “legge” di Avogadro; Pertanto, in qualsiasi X organico si può trovare una molecola di acido acetico. ha formula: C 2 H 3 O (OH), che l'esistenza di 3 atomi di idrogeno nell'acido acetico, non sotto forma di residuo acquoso, è evidente dal fatto che, agendo sull'acido con cloro, possiamo successivamente sostituire 1/3, 2/3 e infine 3/3, cioè tutto l'idrogeno è cloro; e intanto non c'è dubbio che alla temp. bollendo, la formula del vapore di acido acetico corrisponde strettamente a C 4 H 8 O 4 e la formula dell'acido monocloroacetico è più vicina a C 4 H 6 Cl 2 O 4 che a C 2 H 3 ClO 2. Si potrebbero fare molti altri esempi del genere, ma quello fornito dimostra già chiaramente che non si tratta della “legge di Avogadro”, cioè non di un rapporto numerico oggettivo e indipendente dalla nostra arbitrio, ma di un modo di espressione, calcolo di dati sperimentali. È possibile che il numero effettivo di molecole contenute in un dato volume di qualsiasi gas (a meno che le molecole non rappresentino la nostra finzione) non abbia alcuna relazione con il numero di molecole stabilito dalla proposizione di Avogadro, ed è concepibile che in volumi uguali di due gas ( a parità di temperatura e pressione) consiste infatti di un numero completamente diverso di essi [Poiché la legge di Boyle e Charles - PV = RT non è matematicamente accurato, quindi anche considerando la posizione di Avogadro strettamente corrispondente alla realtà, dobbiamo ammettere che l'uguaglianza matematica delle molecole in volumi uguali di due gas è possibile solo ad un certo punto di temperatura e ad una certa pressione (o ad un certo e rapporti artificiali tra le masse dei gas ed i volumi da essi occupati).]; Le leggi di Gay-Lussac, che sono state trovate sperimentalmente e sono completamente indipendenti dalle nostre idee sulla struttura della materia, non saranno affatto influenzate da un simile presupposto: rimarranno inspiegabili come la "legge delle relazioni molteplici", che rappresentano per i corpi gassosi, è inspiegabile. È un peccato perché in alcuni libri di testo di X. si può trovare una prova matematica dell'accuratezza della "legge" e, inoltre, una prova avviata da Maxwell ("Theory of Heat", L., 1894, 325 ; “Legge di Gay-Lussac”). "Consideriamo", dice, "il caso in cui due gas sono in equilibrio termico. Lo abbiamo già dimostrato se Μ 1 e M 2 rappresentano le masse delle singole molecole di questi gas, a V 1 e V 2 velocità di agitazione corrispondenti, è necessario che secondo l'equazione (1) si trovi all'equilibrio termico

M1V12 = M2V222.

Se le pressioni di entrambi i gas P 1 e P 2 e il numero di molecole per unità di volume N 1 e N2, quindi secondo l'equazione (2)

p1 = 1/3 M1N1V12

R 2 = 1/3 M2N2V222;

se le pressioni sono uguali, allora

M1 N1 V1 2 = M2 N2 V2 2,

e se le temperature sono uguali, allora

Μ1 V1 2 = Μ2 V2 2 ;

dividendo le ultime due equazioni termine per termine, troviamo che Ν 1 = N2(6), o che quando due gas sono alla stessa temperatura e alla stessa pressione, allora il numero di molecole per unità di volume è lo stesso per entrambi i gas." Sembra ovvio a chi scrive che anche quando le pressioni di due gas diversi sono uguali, essendo all'equilibrio della temperatura, le espressioni per R 1 E R 2 non può essere equiparato finché non viene dimostrato che ciò deve implicare volumi uguali di entrambi i gas; questo è ipotizzato da Maxwell, da allora N 1 e N 2 si parla di “unità di volume”, ma la necessità di tale assunzione non può ritenersi ovvia, perché la pressione del gas, una volta stabilita, non ha alcuna relazione con il volume occupato dal gas. Grazie a questa scelta arbitraria, un problema indefinito ha acquisito esso stesso una soluzione definita. Clausius (1857) fu più attento a questo riguardo; ipotizzò che volumi uguali di gas contenessero un numero uguale di molecole e da ciò dedusse, utilizzando la teoria cinetica dei gas, che le loro forze vitali dovessero essere uguali. Non possiamo quindi avere una prova della posizione di Avogadro, ma non c'è dubbio che, una volta accettata la sua definizione, saremo in grado di stabilire facilmente i pesi relativi delle molecole (i pesi relativi di volumi uguali di gas); il tutto si riduce a due definizioni di beat. pesi dei gas confrontati e, come abbiamo visto sopra, è del tutto indifferente rispetto a quale gas vengono determinati i battiti. peso. Avogadro considerava la molecola di idrogeno l'unità di peso molecolare (vedi sopra); Ora molto spesso una tale unità è considerata l'atomo di idrogeno. La domanda successiva è quanti atomi di idrogeno ci sono nella sua molecola e quale definizione si può dare della parola “atomo”, seguendo la terminologia di Avogadro. L'esperienza ha dimostrato che durante l'interazione chimica dei corpi gassosi, spesso uno di essi dopo la trasformazione è contenuto in un volume maggiore rispetto a prima dell'esperimento; così, ad esempio, sopra è indicato che una data massa di ossigeno sotto forma di vapore acqueo occupa il doppio del volume della stessa massa di ossigeno puro prelevata nelle stesse condizioni di temperatura e pressione; insieme ad Avogadro esprimiamo ciò dicendo che nella formazione dell'acqua la molecola dell'ossigeno è divisa in due metà assolutamente identiche, e quindi riconosciamo che le reazioni chimiche possono essere accompagnate dalla divisione delle molecole; l'esperienza dimostra che questa divisione spesso arriva a tal punto da renderci inaccessibile in qualsiasi altro modo; quindi, ad esempio, se rimaniamo con l'esempio appena menzionato, non importa quanto siano elevate le temperature che confrontiamo il vapore acqueo con l'ossigeno, un dato volume di ossigeno gassoso ne conterrà sempre il doppio, in peso, di quanto sarà contenuto in un uguale volume di vapore acqueo. D'altronde la parola “atomo”, che deriva dal gr. sl. άτομος - indivisibile, ci costringe a designare con esso una tale massa di materia che possiamo riconoscere come incapace di ulteriore semplificazione mediante divisione. Da qui la definizione moderna di atomo: è - la massa più piccola di un dato elemento con cui è incluso in molecole chimicamente complesse, cioè molecole di tali corpi in cui, oltre a questo elemento, c'è almeno un altro elemento. Per risolvere la questione posta sopra è necessario, successivamente, determinare il ritmo. pesi dell'idrogeno di diversi composti dell'idrogeno, determinare mediante analisi quale proporzione di questi battiti. i pesi espressi in molecole di idrogeno ricadono sull'idrogeno e il più piccolo viene preso come suo atomo; Secondo la legge di Gay-Lussac, il rapporto tra la massa trovata e la massa della molecola di idrogeno dovrebbe essere espresso come un numero intero semplice, cioè relativamente piccolo. Puoi farlo diversamente; si possono confrontare i volumi dei composti gassosi con il volume dell'idrogeno in essi contenuto; il rapporto espresso dall'intero più grande ci dà una misura della divisibilità della molecola di idrogeno. Per chiarimenti, prendiamo, come esempi, i composti dell'idrogeno: gas di palude (un composto di carbonio e idrogeno), ammoniaca (un composto di azoto e idrogeno), acqua (un composto di ossigeno e idrogeno) e acido cloridrico (la composizione elementare è dato dal nome stesso); colpo peso dell'idrogeno del primo = 8, cioè peso X dicono gas di palude: peso X dicono idrogeno = 8, da cui mol. gas di palude = in peso 8 mol. idrogeno; l'analisi mostra che ¼ di questa quantità è idrogeno, tracce., mol. il gas di palude è costituito da carbonio (del peso di 6 moli di idrogeno) e 2 moli di idrogeno. idrogeno; colpo peso dell'ammoniaca = 8½ e 1½, peso unità di questa quantità sono idrogeno; successivamente, ragionando nel modo precedente, arriviamo alla conclusione che 1 mol. l'ammoniaca è costituita da azoto (che pesa 7 mol. di idrogeno) e 1½ = 3/2 mol. idrogeno; composizione della molecola d'acqua - ossigeno (in quantità = 8 mol. idrogeno) e 1 mol. idrogeno; infine, batti. peso dell'acido cloridrico = 18,25, di cui solo 0,5 è idrogeno; successivamente, la molecola di acido cloridrico è costituita da cloro (= 17,75 mol. di idrogeno) e ½ mol. idrogeno; l'ultimo valore è il più piccolo che abbiamo trovato; Possiamo quindi supporre che la molecola di idrogeno sia divisibile a metà, e che questa metà possa essere provvisoriamente considerata il “peso atomico” dell'idrogeno. Ovviamente la considerazione di questi composti dal punto di vista della loro composizione volumetrica porta alla stessa conclusione; Le cifre sopra riportate dicono esattamente che 1 vol. il gas di palude è pari a ½ vol. idrogeno in esso contenuto, 1 vol. ammoniaca = 2/3 vol. idrogeno in esso contenuto, 1 vol. vapore acqueo = 1 vol. idrogeno in esso contenuto e, infine, 1 vol. l'acido cloridrico è il doppio del volume dell'idrogeno in esso contenuto; l'aumento maggiore si è verificato nella formazione di acido cloridrico e, secondo Avogadro, bisogna riconoscere che la molecola di idrogeno è divisibile in due. Numerose determinazioni della composizione di un'ampia varietà di composti hanno dimostrato che non esistono composti chimicamente complessi la cui molecola contenga meno della metà di una molecola di idrogeno; Possiamo quindi finalmente chiamare questa quantità atomo di idrogeno [Cf. però gli esperimenti di J. J. Thomson.] e, denotandola con la lettera H, scrivere la molecola di idrogeno H 2. Per trovare l'oud. il peso del gas rispetto all'idrogeno, dobbiamo prendere il rapporto tra i pesi di volumi uguali di gas e idrogeno (a una certa temperatura e pressione), contenenti, per definizione, un numero uguale di molecole, e quindi questo battito. peso

D = (xM)/(xH2),

Dove X- numero a noi sconosciuto di molecole di entrambi i gas, Mè il peso di una molecola di un dato gas, e H 2 - il peso di una molecola di idrogeno, o in parole: il peso molecolare del gas è D volte il peso molecolare dell'idrogeno; quando lo esprimiamo in atomi di idrogeno (in mezza molecola di idrogeno), allora è uguale a 2D volte il peso atomico dell’idrogeno. Solitamente si assume quest'ultima come unità di misura; Poi

M = 2D,

ma bisogna ricordarlo in questa espressione Dè un numero astratto, e 2 è nominato, poiché sta al posto di 2 atomi di idrogeno, ed è già stato indicato in precedenza (vedi Formule) che nel caso in cui consideriamo ossigeno = 16, allora il peso atomico dell'idrogeno = 1,008, ecc., poi

M" = 2·1.008D,

Dove M" rappresenta una formula in cui tutti i pesi atomici sono assegnati a O = 16, a D colpo peso del vapore (gas) mediante idrogeno. Per il volume delle grammomolecole in H 2 = 2 e O 2 = 32, vedere Formule chimiche. In conclusione va segnalato che, oltre ad Avogadro, sulla stessa questione hanno scritto: Ampere ("Ann. de chim." 90, 1814, traduzione tedesca, in "Klassik." di Ostwald, n. 8) , Godin (Gandin , "Ann. chim. phys.", 35, 1833: "Recherches sur la Structure intime dos corps inorganiques d é finis etc." [L'articolo è scritto con sorprendente chiarezza, ma non fu compreso dai contemporanei e fu poi dimenticato; tra l'altro Gaudin raffigurava volumi uguali di gas in quadrati uguali - un espediente mnemonico poi introdotto da Goffman.], Gerardo (vedi Sistema unitario) e, soprattutto, Cannizzaro (San Cannizzaro, "Nuovo Cimento", 7, 1858: "Sunto di un corso di filosofi a chimica fatto nella Reale Universita di Genova"; in tedesco in "Klassiker" di Ostwald, n. 30), che riscoprì Avogadro. Non è nemmeno possibile elencare tutte le obiezioni alla "legge, Avogadro" qui. Basta, come esempio di malintesi, indicare che il peso specifico del vapore di ammoniaca in rapporto all'idrogeno risulta essere pari non alla metà della formula, ma a un quarto di essa, cioè.

NH4Cl/4 = NH4Cl/2H2,

da cui segue che la molecola di idrogeno corrisponde

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

poiché nelle condizioni di evaporazione di NH 4 Cl era impossibile consentire la fissione degli “atomi” di azoto e cloro, cioè cambiamenti in questi elementi, G. Saint-Claire Deville considerò la densità anomala del vapore di NH 4 Cl essere la prova dell'inesattezza della “legge di Avogadro”. S. Cannizzaro prima [mer. E. Mitscherlich, "Ueber das Verh ältniss des spec. Gewichts de r Gasarten zu den chem. Proportionen", "Ann. Ch. Ph.", 12, 1834 e "Gesamm. Abhandl.".] ha indicato che il disaccordo può essere spiegato dalla decomposizione di NH 4 Cl in NH 3 e HCl, che dovrebbe occupare il volume di 2 “molecole” di idrogeno. L'esperienza diretta di Pebal ha successivamente confermato questa considerazione. Va notato che in molti casi il battito è anomalo. del peso del vapore non esiste ancora uno studio sperimentale dei prodotti formati, e quindi può darsi che l'interpretazione ormai accettata si riveli successivamente errata. Quindi, ad esempio, una diminuzione della temperatura del battito con l'aumento della temperatura. il peso del vapore di acido acetico, che raggiunge C 4 H 8 O 4 / 2H 2, è solitamente spiegato dall'espressione:

ma è ipotizzabile anche la seguente reazione:

(anidride acetica) + H 2 O, ecc. Tutti i pesi atomici moderni sono derivati ​​secondo la definizione di Avogadro, e quindi tutti i prodotti chimici moderni. eq. (specialmente per i corpi gassosi) possono servire da illustrazioni delle leggi volumetriche di Gay-Lussac.

Altre leggi che servono a determinare i pesi di molecole, atomi ed equivalenti. Non tutti i composti e gli elementi sono in grado di passare allo stato gassoso. In questi casi siamo privati ​​​​dell'opportunità di stabilire il peso relativo della molecola in base al battito. il peso del vapore (vedi Determinazione della densità del vapore) e, quindi, non possiamo determinare direttamente il peso atomico (più piccolo) con cui un dato elemento è compreso nelle molecole di questi corpi. Quest'ultimo valore può però essere stabilito in questi casi indirettamente, utilizzando alcune proprietà delle soluzioni (vedi Soluzioni, Crioscopia ed Ebulioscopia) o sulla base dell'isomorfismo (vedi); possiamo stabilire il valore del peso atomico utilizzando la legge di Dulong e Petit o la legge periodica di D. I. Mendeleev (vedi Legge periodica e Pesi degli atomi); infine, il valore equivalente può essere stabilito utilizzando la legge elettrolitica di Faraday (vedi Elettrolisi e Dissociazione elettrolitica). - Sulle leggi quantitative che governano le trasformazioni chimiche, sulla legge dell'azione di massa e sulla legge di Hoff - vedi Affinità chimica, Equilibri chimici, Reversibilità delle reazioni chimiche.

La storia dello sviluppo delle visioni chimiche, oltre a questo articolo, è stata affrontata molte volte in questo Dizionario. Vedi: Alchimia, Materia, Aria, Pesi Atomici, Glicoli, Glicerina, Dualismo, Sostituzione, Isomeria, Acidi, Metalli e Metalloidi, Acido Lattico, Reversibilità Chimica. Reazioni, Paraffine, Periodicità degli elementi chimici, Acidi organici saturi, Pseudomerismo, Radicali, Sale, Stereochimica, Termochimica, Acido acetico. (struttura), Sistema unitario, Flogisto, Formule chimiche, Nomenclatura chimica, Struttura chimica, Affinità chimica, Teoria dei tipi chimici, Elettrochimica, Elettrolisi, Dissociazione elettrolitica, Etile, Teoria dell'eterene, Teoria nucleare e biografie di tutti i chimici eccezionali. Storico informazioni sugli elementi e sui composti chimici più importanti - vedi gli articoli speciali a loro dedicati.

A. I. Gorbov. Δ.

Dizionari di lingua russa

La chimica, come ogni scienza, richiede precisione. Il sistema per la presentazione dei dati in quest'area della conoscenza è stato sviluppato nel corso dei secoli e lo standard attuale è una struttura ottimizzata contenente tutte le informazioni necessarie per ulteriore lavoro teorico con ciascun elemento specifico.

Quando si scrivono formule ed equazioni, è estremamente scomodo usare numeri interi e oggi per questo scopo vengono utilizzate una o due lettere: i simboli chimici degli elementi.

Storia

Nel mondo antico, così come nel Medioevo, gli scienziati utilizzavano immagini simboliche per rappresentare vari elementi, ma questi segni non erano standardizzati. Solo nel XIII secolo furono fatti tentativi per sistematizzare i simboli di sostanze ed elementi e dal XV secolo i metalli appena scoperti iniziarono a essere designati con le prime lettere dei loro nomi. Una strategia di denominazione simile viene utilizzata ancora oggi in chimica.

Stato attuale del sistema di denominazione

Oggi si conoscono più di centoventi elementi chimici, alcuni dei quali estremamente difficili da trovare in natura. Non sorprende che a metà del 19° secolo la scienza ne conoscesse solo 63 e non esistesse né un unico sistema di denominazione né un sistema integrale per la presentazione dei dati chimici.

L'ultimo problema fu risolto nella seconda metà dello stesso secolo dallo scienziato russo D.I. Mendeleev, basandosi sui tentativi falliti dei suoi predecessori. Il processo di denominazione continua ancora oggi: ci sono diversi elementi con numeri da 119 in su, convenzionalmente indicati nella tabella con l'abbreviazione latina del loro numero di serie. La pronuncia dei simboli degli elementi chimici di questa categoria viene eseguita secondo le regole latine per la lettura dei numeri: 119 - ununenniy (letteralmente “centodiciannovesimo”), 120 - unbiniliy (“centoventesimo”) e così via .

La maggior parte degli elementi hanno nomi propri, derivati ​​da radici latine, greche, arabe e tedesche, che in alcuni casi riflettono le caratteristiche oggettive delle sostanze, in altri agiscono come simboli immotivati.

Etimologia di alcuni elementi

Come accennato in precedenza, alcuni nomi e simboli di elementi chimici si basano su caratteristiche oggettivamente osservabili.

Il nome fosforo che si illumina al buio deriva dalla frase greca “portare la luce”. Quando tradotti in russo, vengono rivelati molti nomi "eloquenti": cloro - "verdastro", bromo - "puzzolente", rubidio - "rosso scuro", indio - "color indaco". Poiché i simboli chimici degli elementi sono indicati in lettere latine, la connessione diretta del nome con la sostanza per chi parla russo di solito passa inosservata.

Esistono anche associazioni di nomi più sottili. Pertanto, il nome selenio deriva dalla parola greca che significa “Luna”. Ciò è avvenuto perché in natura questo elemento è satellite del tellurio, il cui nome in greco significa anche “Terra”.

Anche il niobio ha un nome simile. Secondo l'antica mitologia greca, Niobe è la figlia di Tantalo. L'elemento chimico tantalio è stato scoperto in precedenza e le sue proprietà sono simili al niobio, quindi la connessione logica "padre-figlia" è stata proiettata sulle "relazioni" degli elementi chimici.

Inoltre, non è un caso che il tantalio abbia ricevuto il suo nome in onore di un famoso personaggio mitologico. Il fatto è che ottenere questo elemento nella sua forma pura è stato irto di grandi difficoltà, motivo per cui gli scienziati si sono rivolti all'unità fraseologica "farina di tantalio".

Un altro fatto storico interessante è che il nome platino si traduce letteralmente come “argento”, cioè qualcosa di simile, ma non così prezioso, come l’argento. Il motivo è che questo metallo si scioglie molto più difficilmente dell'argento, quindi non ha trovato impiego per molto tempo e non aveva un valore particolare.

Principio generale per la denominazione degli elementi

Quando guardi la tavola periodica, la prima cosa che attira la tua attenzione sono i nomi e i simboli degli elementi chimici. Si tratta sempre di una o due lettere latine, di cui la prima è maiuscola. La scelta delle lettere è determinata dal nome latino dell'elemento. Nonostante il fatto che le radici delle parole provengano dal greco antico, dal latino e da altre lingue, secondo lo standard di denominazione, ad esse vengono aggiunte desinenze latine.

È interessante notare che la maggior parte dei simboli saranno intuitivi per un madrelingua russo: alluminio, zinco, calcio o magnesio vengono ricordati facilmente da uno studente la prima volta. La situazione è più complicata con quei nomi che differiscono nelle versioni russa e latina. Potrebbe volerci molto tempo prima che uno studente ricordi che il silicio è silicio e il mercurio è idrargirum. Tuttavia, dovrai ricordarlo: la rappresentazione grafica di ciascun elemento è orientata al nome latino della sostanza, che apparirà nelle formule e reazioni chimiche rispettivamente come Si e Hg.

Per ricordare tali nomi è utile che gli studenti svolgano esercizi come: “Abbina il simbolo di un elemento chimico e il suo nome”.

Altri metodi di denominazione

I nomi di alcuni elementi hanno origine dall'arabo e sono stati “stilizzati” in latino. Ad esempio, il sodio prende il nome da una radice che significa “materia gorgogliante”. Radici arabe si ritrovano anche nei nomi del potassio e dello zirconio.

Anche la lingua tedesca ha avuto la sua influenza. Da esso derivano i nomi di elementi come manganese, cobalto, nichel, zinco, tungsteno. Il collegamento logico non è sempre ovvio: ad esempio, nichel è l’abbreviazione della parola che significa “diavolo di rame”.

In rari casi, i nomi venivano tradotti in russo sotto forma di carta da lucido: l'idrogeno (letteralmente "dare vita all'acqua") si trasformava in idrogeno e il carboneum in carbonio.

Nomi e toponimi

Più di una dozzina di elementi prendono il nome da vari scienziati, tra cui Albert Einstein, Dmitri Mendeleev, Enrico Fermi, Ernest Rutherford, Niels Bohr, Marie Curie e altri.

Alcuni nomi derivano da altri nomi propri: nomi di città, stati, paesi. Ad esempio: moscovium, dubnium, europium, tennessine. Non tutti i toponimi sembreranno familiari a un madrelingua russo: difficilmente una persona senza preparazione culturale riconoscerà nella parola nihonium l'autonome del Giappone - Nihon (lett.: Terra del Sol Levante), e in hafnia - la versione latina di Copenaghen. Scoprire anche il nome del tuo paese natale nella parola rutenio non è il compito più semplice. Tuttavia, la Russia si chiama Rutenia in latino e da lei prende il nome il 44esimo elemento chimico.

Nella tavola periodica compaiono anche i nomi dei corpi cosmici: i pianeti Urano, Nettuno, Plutone, Cerere. Oltre ai nomi di personaggi dell'antica mitologia greca (tantalio, niobio), ce ne sono anche quelli scandinavi: torio, vanadio.

Tavola periodica

Nella tavola periodica che ci è familiare oggi, che prende il nome da Dmitry Ivanovich Mendeleev, gli elementi sono presentati in righe e periodi. In ogni cella, un elemento chimico è contrassegnato da un simbolo chimico, accanto al quale vengono presentati altri dati: nome completo, numero di serie, distribuzione degli elettroni sugli strati, massa atomica relativa. Ogni cella ha il proprio colore, che dipende da se l'elemento s, p, d o f è evidenziato.

Principi di registrazione

Quando si scrivono isotopi e isobari, il numero di massa viene posizionato in alto a sinistra del simbolo dell'elemento: il numero totale di protoni e neutroni nel nucleo. In questo caso il numero atomico, cioè il numero dei protoni, è posto in basso a sinistra.

In alto a destra è scritta la carica dello ione, e sullo stesso lato in basso è indicato il numero degli atomi. I simboli degli elementi chimici iniziano sempre con la lettera maiuscola.

Opzioni di registrazione nazionale

La regione dell'Asia-Pacifico ha le proprie varianti di scrittura dei simboli degli elementi chimici, basate su metodi di scrittura locali. Il sistema di notazione cinese utilizza segni radicali seguiti da caratteri nel loro significato fonetico. I simboli dei metalli sono preceduti dal segno "metallo" o "oro", i gas - con il radicale "vapore", i non metalli - con il geroglifico "pietra".

Nei paesi europei ci sono anche situazioni in cui i segni degli elementi registrati differiscono da quelli registrati nelle tabelle internazionali. In Francia, ad esempio, l'azoto, il tungsteno e il berillio hanno i propri nomi nella lingua nazionale e sono indicati con simboli corrispondenti.

Finalmente

Quando si studia a scuola o anche in un istituto di istruzione superiore, non è affatto necessario memorizzare il contenuto dell'intera tavola periodica. Dovresti tenere a mente i simboli chimici degli elementi che si trovano più spesso nelle formule e nelle equazioni e cercare di tanto in tanto quelli meno comunemente usati su Internet o in un libro di testo.

Tuttavia, per evitare errori e confusione, è necessario sapere come sono strutturati i dati nella tabella, in quale fonte trovare i dati richiesti e ricordare chiaramente quali nomi di elementi differiscono nella versione russa e latina. Altrimenti potresti confondere accidentalmente Mg con manganese e N con sodio.

Per fare pratica nella fase iniziale, esegui gli esercizi. Ad esempio, fornisci i simboli degli elementi chimici per una sequenza casuale di nomi dalla tavola periodica. Man mano che acquisisci esperienza, tutto andrà a posto e la questione della memorizzazione di queste informazioni di base scomparirà da sola.

I simboli moderni per gli elementi chimici furono introdotti nella scienza nel 1813 da Berzelius. Secondo la sua proposta, gli elementi sono designati dalle lettere iniziali dei loro nomi latini. Ad esempio, l'ossigeno (Oxygenium) è indicato con la lettera O, lo zolfo con la lettera S, l'idrogeno (Hydrogenium) con la lettera H. Nei casi in cui i nomi di più elementi iniziano con la stessa lettera, viene aggiunta una delle successive alla prima lettera. Pertanto, il carbonio (Carboneum) ha il simbolo C, il calcio, il rame, ecc.

I simboli chimici non sono solo nomi abbreviati di elementi: esprimono anche determinate quantità (o masse), cioè ogni simbolo rappresenta o un atomo di un elemento, o una mole dei suoi atomi, o la massa di un elemento uguale (o proporzionale a a) la massa molare di questo elemento. Ad esempio, C significa un atomo di carbonio, o una mole di atomi di carbonio, o 12 unità di massa (solitamente) di carbonio.

Le formule delle sostanze indicano anche non solo la composizione della sostanza, ma anche la sua quantità e massa. Ciascuna formula rappresenta una molecola di una sostanza, o una mole di una sostanza, o una massa di una sostanza uguale a (o proporzionale alla) sua massa molare. Ad esempio, significa una molecola di acqua, oppure una mole di acqua, oppure 18 unità di massa (di solito) di acqua.

Le sostanze semplici sono indicate anche da formule che mostrano da quanti atomi è composta una molecola di una sostanza semplice: ad esempio la formula dell'idrogeno. Se la composizione atomica di una molecola di una sostanza semplice non è conosciuta con precisione o la sostanza è costituita da molecole contenenti un numero diverso di atomi, ed anche se ha una struttura atomica o metallica anziché molecolare, la sostanza semplice si designa con il simbolo dell'elemento.

Ad esempio, la sostanza semplice fosforo è denotata dalla formula P, poiché, a seconda delle condizioni, il fosforo può essere costituito da molecole con un diverso numero di atomi o avere una struttura polimerica.

La formula di una sostanza è determinata in base ai risultati della sua analisi. Ad esempio, secondo l'analisi, il glucosio contiene (in peso) carbonio, (in peso) idrogeno e (in peso) ossigeno. Pertanto, le masse di carbonio, idrogeno e ossigeno sono correlate tra loro come . Indichiamo la formula richiesta per il glucosio, dove sono i numeri di atomi di carbonio, idrogeno e ossigeno nella molecola. Le masse degli atomi di questi elementi sono rispettivamente uguali. Pertanto, la molecola di glucosio contiene carbonio, idrogeno e ossigeno. Il rapporto tra queste masse è pari a . Ma abbiamo già trovato questa relazione sulla base dei dati dell’analisi del glucosio. Quindi:

Secondo le proprietà della proporzione:

Pertanto, in una molecola di glucosio ci sono due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno per atomo di carbonio. Questa condizione è soddisfatta dalle formule, ecc. La prima di queste formule è chiamata la formula più semplice o empirica; ha un peso molecolare di 30,02. Per scoprire la formula vera o molecolare, è necessario conoscere il peso molecolare di una determinata sostanza. Quando riscaldato, il glucosio viene distrutto senza trasformarsi in gas. Ma il suo peso molecolare può essere determinato con i metodi descritti nel capitolo VII: è pari a 180. Dal confronto di questo peso molecolare con il peso molecolare corrispondente alla formula più semplice, risulta chiaro che la formula corrisponde al glucosio.

Avendo acquisito familiarità con la derivazione delle formule chimiche, è facile comprendere come vengono determinati i valori esatti delle masse molecolari. Come già accennato, i metodi esistenti per determinare i pesi molecolari nella maggior parte dei casi non forniscono risultati del tutto accurati. Ma conoscendo almeno approssimativamente il peso molecolare e la composizione percentuale di una sostanza, è possibile stabilirne la formula, che esprime la composizione atomica della molecola. Poiché la massa molecolare è uguale alla somma delle masse atomiche degli atomi che la compongono, sommando le masse atomiche degli atomi che compongono la molecola, determiniamo la massa molecolare della sostanza. L'accuratezza della massa molecolare trovata corrisponderà all'accuratezza con cui la sostanza è stata analizzata.