На­пример, одна весовая часть водорода соединяется с 8 весовы­ми частями кислорода, образуя воду. Если молекула воды со­стоит из одного атома водорода и одного атома кислорода, то атом кислорода в 8 раз тяжелее атома водорода. Обратно, если мы знаем, например, что атом железа в 3,5 раза тяжелее, чем атом кислорода, то из соотношения весов m (Fe ): m (О)

= 2,333 следует, что на два атома железа в данном соединении прихо­дится три атома кислорода, т. е., формула соединения —Fe 2O 3. Рассуждая таким образом, Дальтон составил первую в истории таблицу атомных весов элементов. К сожалению, она оказалась во многих отношениях неверной, поскольку при оп­ределении атомных весов Дальтон часто исходил из непра­вильных молекулярных формул.

Он считал, что атомы эле­ментов почти всегда (за редким исключением) соединяются попарно. Формула воды по Дальтону — НО. Кроме того, Даль­тон был уверен, что молекулы всех простых веществ содер­жат по одному атому. Правильные формулы воды и многих других веществ были определены при исследовании химичес­ких реакций в газовой фазе. Французский химик Жозеф-Луи Гей-Люссак (1778-1850)

обнаружил, что объемы реагирую­щих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Один объем водорода реагирует с одним объемом хлора и получается два объема хлороводорода. Это эмпирическое правило было опуб­ликовано в 1808 году и получило название «закон объемных отношений». Подлинный смысл закона объемных отношений выяснил­ся после великого открытия итальянского химика Амедео Авогадро (1776-1856)

, который предположил, что в равных объе­мах любых газов содержится одинаковое число молекул при постоянных температуре и давлении. Это означает, что все газы ведут себя в некотором смысле одинаково и что объем газа при заданных условиях не зависит от химической приро­ды газа, а определяется только числом частиц. Измеряя объем, мы можем определить число частиц (атомов и моле­кул) в газовой фазе.

Великая заслуга Авогадро состоит в том, что он смог установить простую связь между наблюдаемой макроскопической величиной (объемом) и микроскопически­ми свойствами газообразных веществ (числом частиц). Ана­лизируя объемные соотношения Гей-Люссака и используя свою гипотезу, которую впоследствии назвали законом Аво­гадро, он установил, что молекулы газообразных простых ве­ществ (кислорода, азота, водорода, хлора) двухатомны.

Дей­ствительно, при реакции водорода с хлором объем не изменя­ется, следовательно, число частиц также не меняется. Если предположить, что водород и хлор одноатомны, то за счет реакции присоединения объем должен уменьшиться в два раза. Но раз объем не изменяется, значит молекулы водоро­да и хлора содержат по два атома, и реакция идет по уравне­нию: Н2+ CJ 2 = 2HCI .

Аналогично можно установить моле­кулярные формулы воды, аммиака, углекислого газа и других веществ. К сожалению, современники не признали результаты Авогадро. Ведущие химики того времени Дальтон и Берце-лиус возражали против того, что молекулы простых веществ могут быть двухатомны, поскольку полагали, что молекулы образуются только из разных атомов (положительно и отрица­тельно заряженных).

Под давлением таких авторитетов гипо­теза Авогадро была отвергнута и постепенно забыта. Лишь почти через 50 лет, в 1858 году итальянский химик Станислав Канницаро (1826-1910) случайно обнаружил работу Авогадро и увидел, что она позволяет четко разграничить понятия «атом» и «молекула» для газообразных веществ. Именно Канницаро предложил определения атома и молекулы и внес полную яс­ность в понятия «атомный вес» и «молекулярный вес». В 1860 году в г.

Карлсруэ в Германии состоялся Первый междуна­родный химический конгресс, на котором после долгих дис­куссий основные положения атомно-молекулярной теории по­лучили всеобщее признание. Интересно то, что при открытии атомов теория была впереди эксперимента (через 2000 лет теория метафизиков была доказана). В случае молекул экс­перимент опередил теорию: идея существования молекул была выдвинута для объяснения экспериментальной закономерно­сти кратных отношений.

В этом смысле история атомно-мо­лекулярной теории является характерным примером, который отражает разные механизмы научных открытий. После доказательства существования атомов и молекул важнейшим открытием атомно-молекулярной теории стал за­кон сохранения массы, который в 1748 г. был сформулирован в виде философской концепции великим русским уче­ным Михаилом Васильевичем Ломоносовым (1711-1765)

, а затем подтвержден экспериментально им самим в 1756 г. В 1789 г. независимо от русского учёного закон был сформу­лирован французским химиком А. Л. Лавуазье: масса всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Опыты по сжиганию веществ на­водили на мысль о том, что масса веществ в процессе реак­ции не сохраняется.

При нагревании на воздухе ртуть превра­щалась в красную окалину, масса которой была больше мас­сы металла. Масса золы, образующейся при сгорании дерева, напротив, всегда меньше массы исходного вещества. Немецкий врач и химик Эрнс Шталь (1660-1734) пытал­ся объяснить эти явления тем, что горючие вещества содер­жат некую субстанцию — флогистон (от греческого флогистос—горючий)

, которая в процессе горения улетучивается или передается от одного вещества к другому. Это означало, что горение вещества есть реакция разложения на флогистон и не­горючий остаток. Но тогда получалось, что есть положитель­ный флогистон (содержится в дереве), который приводит к уменьшению массы при горении, и отрицательный (в метал­лах), который дает увеличение массы.