Закон кратных отношений. Закон объёмных отношений. Закон авогадро

Закон кратных отношений был сформулирован Джоном Дальтоном (1766-1844) в 1803 году.

Если у элемента обнаруживаются различные соединительные веса (массы), они обязательно находятся в простых целочисленных отношениях друг к другу.

Рассмотрим пример с оксидами углерода. Так, углерод с кислородом образуют два соединения следующего состава: монооксид углерода (угарный газ) СО на 3 массовые части углерода в нем приходится 4 массовые части кислорода; диоксид углерода (углекислый газ) СО₂ на 3 массовые части углерода в нем приходится 8 массовых частей кислорода.

Количество массовых частей кислорода, приходящихся в этих соединениях на одно и то же количество углерода (3 массовые части), относятся между собой как 4:8 или 1:2.

Азот с кислородом образует пять оксидов:

Табл. 2.1. Состав (по массе) оксидов азота

	Состав (% по массе)		m(N): m(O) [m(N) = 1]
Оксид	азот	Кислород	азот	кислород
Гемиоксид азота, N2O	63,7	36,3	1	0,57
Монооксид азота, NO	46,7	53,3	1	1,14
Сесквиоксид азота, N2O3	36,9	63,1	1	1,71
Диоксид азота, NO2	30,5	69,5	1	2,28
Гемипентаоксид азота, N2O5	25,9	74,1	1	2,85

Массовые части кислорода, приходящихся в этих соединениях на одну массовую часть азота, относится между собой как 0,57: 1,14: 1,71: 2,28: 2,85 = 1: 2: 3: 4: 5.

Современная формулировка закона: если два химических элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента в этих соединениях, приходятся такие массы другого элемента, которые относятся между собой, как небольшие целые числа.

То, что элементы вступают в соединения определенными порциями, явилось ещё одним подтверждением правильности атомистического учения и объяснения с его позиций химических процессов.

Но, атомистические представления сами по себе не могли объяснить, например, количественных соотношений, которые наблюдаются в химических реакциях между газами.

Французский учёный Жозеф Луи Гей-Люссак (1778-1850) в 1808 году, изучая химические реакции между газообразными веществами, обратил внимание на соотношения объёмов реагирующих газов и газообразных продуктов реакции и установил, что 1 л хлора (Cl₂) целиком вступает в реакцию с 1 л водорода (H₂) с образованием 2 л хлороводорода (HCl); 1 л кислорода (O₂) взаимодействует без остатка с 2 л водорода (H­₂), образуя 2 л водяного пара (H₂O). Эти опытные данные Гей-Люссак обобщил в законе объёмных отношений:

Объёмы реагирующих газообразных веществ относятся между собой и к объемам образующихся газообразных веществ как небольшие целые числа.

Закон Авогадро. Итальянский физик Амедео Авогадро ди Кваренья (1776-1856) сделал очень важное дополнение к атомистической теории. Он ввел понятие о молекуле, как мельчайшей частице вещества, способной к самостоятельному существованию. Он использовал понятие молекулы для объяснения простых объёмных отношений между реагирующими газами. В 1811 году он выдвинул следующую гипотезу: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержится равное число молекул.

Авогадро принял, что молекулы простых газов состоят из двух атомов: О₂, Н₂, Cl₂, N₂. При этом допущении реакцию между хлором и водородом, приводящую к образованию хлороводорода можно представить уравнением:

Н₂ + Сl₂ = 2 HCl

из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуются две молекулы хлороводорода. Следовательно, и объём, занимаемый хлороводородом, должен быть вдвое больше объёма вступившего в реакцию водорода или хлора. Суммарный же объём исходных газов в соответствии с приведённым уравнением должен быть равен объёму образовавшегося хлороводорода.

Гипотеза Авогадро была подтверждена большим числом экспериментальных данных и приобрела статус закона Авогадро. Этот закон ввел представление о молекулах, как мельчайших частицах вещества.