4.10. Закон Авогадро

Істотні положення хімічної (і фізичної) теорії було розроблено у зв'язку з експериментальним вивченням властивостей газів. Прикладом може бути розрахунок правильних значень атомних мас елементів на підставі закону Авогадро.

У 1805 р. Гей-Люссак розпочав серію експериментів із визначення відсоткового (за об'ємом) вмісту кисню в повітрі. Досліди зводилися до того, що певні об'єми водню він змішував із повітрям і підривав одержану суміш, а потім газ, що залишався, аналізував, щоб визначити в ньому надлишок водню або кисню. При цьому Гей-Люссак із подивом виявив дуже просте співвідношення: 1000 мл кисню для утворення води потребують точно 2000 мл водню.

Продовжуючи вивчати співвідношення об'ємів газів при їх взаємодії, він установив, що 1000 мл гідроген хлориду сполучається точно з 1000 мл амоніаку, а 1000 мл карбон(II) оксиду сполучається з 500 мл кисню й утворює 1000 мл карбон(IV) оксиду. На підставі цих спостережень він сформулював закон сполучних об'ємів: об'єми газів, що реагують між собою або утворюються при хімічній реакції, перебувають у відношеннях невеликих цілих чисел.

Такий простий емпіричний закон вимагав простого теоретичного тлумачення, і в 1811 р. професор фізики Туринського університету Амедео Авогадро (1776—1856) висунув гіпотезу для пояснення цього закону. Суть гіпотези полягала в тому, що в рівних об'ємах усіх розріджених газів, які перебувають в однакових умовах, міститься однакове число молекул. Цю гіпотезу було ретельно перевірено й підтверджено з точністю, що відповідає припущенню про те, що реальний газ має властивості ідеального, і нині вона називається законом — законом Авогадро*.

Протягом минулого століття закон Авогадро лежав в основі найзадовільнішого й єдиного тоді надійного способу визначення атомних мас за еквівалентними масами елементів, збільшеними в те чи інше число разів; відповідні обґрунтування цього методу розглянуто в наступних підрозділах. Однак цінність цього закону залишалася неусвідомленою хіміками в період 1811— 1858 рр. Саме в ці роки Станіслао Канніццаро (1826—1910), італійський хімік, який працював у Женеві, показав, яким чином слід систематично застосовувати цей закон, після чого невизначеність щодо правильності атомних мас елементів і формул хімічних сполук одразу зникла. До 1858 р. багато хіміків приймали для води формулу HO і вважали, що атомна маса Оксигену дорівнює 8; з 1858 р. загальноприйнятою для води стала формула H₂O**.

Закон Авогадро вимагає, щоб об'єми газів, які вступають у реакцію й утворюються внаслідок реакції (за одних і тих самих умов), перебували приблизно у відношеннях невеликих цілих чисел; число молекул, що вступають у реакцію, і число молекул, що утворюються внаслідок хімічної реакції, перебувають у кратних відношеннях, і ті самі відношення становлять відносні об'єми газів. Низку простих схем, що ілюструють це положення для деяких реакцій, наведено на рис. 4.5. Кожен кубик на цих схемах відповідає об'єму, який займають чотири молекули газу.

Об'єми газів прийнято відносити до 0°C і тиску 1 атм. Ці температуру й тиск називають стандартними (нормальними) умовами. Прийнято говорити, що дану кількість газу приведено до стандартних умов, якщо об'єм газу розраховано стосовно цих температури й тиску. Використання закону Авогадро для встановлення правильних атомних мас елементів Метод, за допомогою якого 1858 р. Канніццаро застосував закон Авогадро для вибору приблизно правильних атомних мас елементів, в основному зводився до такого. Приймемо відповідно до закону Авогадро за молекулярну масу речовини масу в грамах 22,4 л цієї речовини в газоподібному стані, приведеному до стандартних умов (можна користуватися будь-яким іншим об'ємом — це відповідатиме вибору іншої основи для шкали атомних мас). Дуже ймовірно, що з багатьох сполук елемента, який вивчається, принаймні одна сполука міститиме лише один атом цього елемента в молекулі; маса елемента в складі цієї сполуки, що міститься в стандартному об'ємі газу, і буде атомною масою цього елемента.

Рис. 4.5. Відносні об'єми газів, що беруть участь у хімічних реакціях. 

Маси газоподібних сполук Гідрогену, що припадають на стандартний об'єм, і маса Гідрогену, який міститься в них, також на стандартний об'єм, наведено нижче у вигляді таблиці:

У цих і в усіх інших сполуках Гідрогену мінімальна його маса в стандартному об'ємі газу виявилася рівною 1 г, і маса його в усіх випадках є кратною цій мінімальній масі; отже, значення 1 можна прийняти за атомну масу Гідрогену. Таким чином, нескладно переконатися, що газоподібний водень складається з двоатомних молекул H₂, а вода має формулу H₂O_x, причому x ще слід визначити.

Для сполук Оксигену на основі експериментальних даних можна скласти аналогічну таблицю (див. нижче).

Порівнявши наведені в ній дані для кисню та води, можна зробити цілком певний висновок, що молекула кисню складається з двох атомів або з такого числа атомів, яке кратне двом. Цілком очевидно, що стандартний об'єм кисню містить удвічі більше Оксигену (32 г), ніж стандартний об'єм водяної пари (16 г Оксигену). Дані для інших сполук не дають змоги стверджувати, що атомна маса Оксигену менша за 16, а отже, це значення й можна прийняти. Таким чином, воді приписують формулу H₂O.

Слід зазначити, що таке застосування закону Авогадро дає змогу строго визначити лише максимальне значення атомної маси елемента. Не виключено, що справжня атомна маса у кілька разів менша за це значення.

Яка густина ацетилену при 0°C і тиску 1 атм?

Розв'язання. Ацетилен C₂H₂ має молекулярну масу 26,04. При 0°C і 1 атм 26,04 г ацетилену займають об'єм 22,4 л. Густина ацетилену, отже, дорівнює 26,04 г/22,4 л=1,16 г·л^-1.

Одна зі сполук Карбону з Оксигеном містить 81,8 % Карбону. Ця сполука — газ, густина якого за стандартних умов дорівнює 1,96 г·л^-1. Яка формула цієї сполуки?

Розв'язання. Молекулярна маса цієї сполуки дорівнює 1,96×22,4 = 43,9. Число атомів C у молекулі цієї сполуки знаходимо зі співвідношення (0,818×43,9)/12 =3, а число атомів Гідрогену [(1—0,818)×43,9]/1 =8. Звідси формула сполуки C₃H₈. 

* Дальтон відкинув гіпотезу про те, що в рівних об'ємах газів міститься однакове число атомів; він не припускав, що прості речовини можуть існувати у вигляді багатоатомних молекул (H₂, O₂).

** Причина того, що хіміки в період 1811—1858 рр. не визнавали закону Авогадро, полягала, мабуть, у їхньому ставленні до поняття про молекули як до надто «теоретичного» уявлення, що не заслуговує на серйозну увагу.