Молекулярная гипотеза Авогадро

Эти противоречия были устранены в 1811 г. итальянским ученым Амедео Авогадро^*. В работе "Очерк метода определения относительных масс элементарных молекул тел и пропорций, согласно которым они входят в соединения", опубликованной в 1811 г., Авогадро сформулировал закон, названный впоследствии его именем: одинаковые объемы всех газов при одинаковых внешних условиях содержат одинаковое число молекул. Авогадро назвал этот закон очень осторожно гипотезой. Эта гипотеза в сочетании с газовыми законами Гей-Люссака привела Авогадро к предположению, что газы являются многоатомными веществами. При этом он делал различие между "составными молекулами" (les molécules constituantes) - сложными частичками газа, "интегральными молекулами" (les molécules integrantes) - частичками соединения и "элементарными молекулами" (les mol écules él émentaires) - атомами простых веществ. В газообразном состоянии водород, азот и кислород обычно являются двухатомными молекулами. В таком случае становилось понятным взаимодействие одного объема кислорода и одного объема азота с образованием двух объемов монооксида азота. Два атома кислорода (одна молекула) соединяются с двумя атомами азота (одна молекула), образуя две молекулы монооксида азота. Соответственно молекула воды состоит из одного атома кислорода (¹/₂ молекулы) и двух атомов водорода (1 молекула).

^* (Подробнее о работах А. Авогадро см. в [176, с. 298-309; 180, с. 98-103; А с' 92-137].- Прим. ред.)

Несмотря на то, что через три года в поддержку идей Авогадро выступил парижский профессор физики А. Ампер, они не получили признания. В XIX в. ученым очень трудно было понять различие между атомом и молекулой. К тому же закон Авогадро относился только к газам; существовало мнение, что в лучшем случае газы представляют собой исключение.

Амедео Авагадро (1776-1856)

В том же году против атомистической гипотезы Дальтона среди других химиков выступил Уолластон. Хотя своими работами он способствовал утверждению закона кратных отношений, однако в 1814 г. Уолластон критически отнесся к предположению Дальтона о том, что число атомов в соединении может быть различным, и поэтому нет надежды на точный расчет значений атомных весов. Поэтому вместо понятия "атомы" Уолластон предложил использовать представление об эквивалентах. При этом он опирался на данные анализов, проведенных И. Рихтером, из исследований которого Уолластон и заимствовал понятие "эквивалент". Уолластон хотел заменить гипотетичность положений атомистической теории надежностью более точных законов эквивалентов. Однако в этом своем стремлении Уолластон перешел разумные границы: под эквивалентными он понимал полные количества веществ, в которых они соединяются друг с другом. Он считал эквивалентами и различные количества одних и тех же веществ, взаимодействующих в сходных реакциях, проводившихся в одинаковых условиях. В этом заключалась ошибка Уолластона, который так и не смог дать точного критерия определения атомных весов.

Проблема точного определения атомных весов не была решена ни Гей-Люссаком, ни Уолластоном. Лишь в 1818 г. Й. Я. Берцелиус опубликовал таблицу атомных весов; приведенные в ней атомные веса были так точны, что подтверждали положения атомистической гипотезы Дальтона. Тем не менее Берцелиус старался найти способ определения атомных весов в соответствии с законом объемных отношений [18].