«Основы химии, Том I»

Отсюда примесь продуктов горения к взрывчатой смеси препятствует горению остающейся массы, хотя и способной гореть. Примесь углекислого ангидрида препятствует горению окиси углерода. Присутствие любого другого постороннего газа мешает таким же образом. Это показывает, что каждая часть пламени должна содержать горючие, горящие и уже сгоревшие вещества — т. е. кислород, углерод, окись углерода, водород, углеводороды, углекислый ангидрид и воду. Следовательно, невозможно достичь мгновенного полного горения, и это является одной из причин явления пламени. Требуется определенное пространство, и температура в его различных частях должна быть неодинаковой. В этом пространстве различные количества составных частей последовательно подвергаются горению или охлаждаются под влиянием соседних предметов, и горение заканчивается только там, где кончается пламя. Если бы горение можно было сконцентрировать в одном месте, то температура была бы несравненно выше, чем при фактических обстоятельствах.

Различные области пламени часто служили предметом экспериментальных исследований, и особенно поучительны эксперименты, проведенные Смителлсом и Инглом (1892); они показывают, что восстанавливающая (внутренняя) и окисляющая (внешняя) части пламени горящего газа могут быть разделены, если взять бунзеновскую горелку и окружить пламя горящего в ней газа другой, более широкой трубкой (не допуская доступа воздуха в кольцевое пространство или позволяя проходить лишь небольшому току воздуха), когда газообразная смесь, содержащая окись углерода и способная к дальнейшему горению, будет выходить из этой обволакивающей трубки, так что второе пламя, соответствующее внешней (окисляющей) части обычного пламени, может быть получено выше обволакивающей трубки. Это разделение пламени на две части особенно отчетливо при горении циангена C2N2, потому что внутренняя часть (где главным образом образуется CO по уравнению C2N2 + O2 = 2CO + N2, но часть азота окисляется) имеет розовый цвет, в то время как внешняя часть (где CO горит в CO2 за счет свежего количества кислорода и окисей азота, происходящих из внутренних частей) имеет голубовато-серый цвет.

[47] Хлопчатобумажные концы (используемые на заводах для очистки машин от смазочного масла), пропитанные маслом и лежащие в кучах, способны к самовозгоранию, окисляясь на воздухе.

[48] Когда желательно сохранить запас растительной и животной пищи, доступ атмосферного кислорода (а также зародышей организмов, присутствующих в воздухе) часто предотвращают. С этой целью пищевые продукты нередко держат в герметически закрытых сосудах, из которых откачан воздух; овощи высушивают и запаивают в горячем состоянии в жестяные банки; сардины погружают в масло и т. д. Удаление воды из веществ также иногда практикуется с той же целью (сушка сена, зерна, фруктов), равно как и пропитывание веществами, поглощающими кислород (такими как сернистый ангидрид) или препятствующими росту организмов, составляющих первопричину гниения, как в процессах копчения, бальзамирования и при хранении рыб и других животных экземпляров в спирте и т. д.

[49] Следует заметить, что некоторые элементы образуют окислы всех трех родов — т. е. безразличные, основные и кислотные; например, марганец образует закись марганца, окись марганца, перекись марганца, марганцово-марганцовистую окись и марганцевый ангидрид, хотя некоторые из них не известны в свободном виде, а только в соединениях. Основные окислы содержат меньше кислорода, чем перекиси, а перекиси меньше, чем кислотные ангидриды. Таким образом, они должны быть расположены в следующем общем нормальном порядке по отношению к количеству кислорода, входящего в их состав: (1) основные окислы, закиси и окиси; (2) перекиси; (3) кислотные ангидриды. Большинство элементов, однако, не дает всех трех родов окислов, некоторые дают лишь одну степень окисления. Следует далее заметить, что существуют окислы, образованные соединением кислотных ангидридов с основными окислами, или, вообще, окислов с окислами. Для каждого окисла, имеющего высшую и низшую степени окисления, можно было бы сказать, что промежуточный окисел образовался соединением высшего окисла с низшим. Но это справедливо не во всех случаях — например, когда рассматриваемый окисел образует целый ряд самостоятельных соединений, ибо окислы, действительно образованные соединением двух других окислов, не дают таких самостоятельных соединений, а во многих случаях распадаются на высший и низший окислы.

[50] Промокательная или не проклеенная бумага, смоченная раствором лакмуса, обычно применяется для обнаружения присутствия кислот. Эта бумага режется на полоски и называется испытательной бумагой; при погружении в кислоту она немедленно краснеет. Это весьма чувствительная реакция и может применяться для обнаружения мельчайших следов кислот. Если 10 000 весовых частей воды смешать с 1 частью серной кислоты, окрашивание получается отчетливым, и оно заметно даже при добавлении в десять раз большего количества воды. Однако следует соблюдать определенные предосторожности при приготовлении столь чувствительной лакмусовой бумаги. Лакмус продается кусками. Возьмите, скажем, 100 граммов его; измельчите в порошок и прибавьте к холодной чистой воде в колбе; взболтайте и слейте воду. Повторите это три раза. Это делается для смывания легкорастворимых примесей, особенно щелочей. Перенесите промытый лакмус (его промывают абсолютным спиртом для удаления нечувствительного красноватого красящего вещества) в колбу и налейте 600 куб. см воды, нагрейте и оставьте горячий настой на несколько часов в теплом месте. Затем отфильтруйте и разделите фильтрат на две части. Добавьте несколько капель азотной кислоты к одной порции, так чтобы получился слабый красный оттенок, а затем смешайте обе порции. Добавьте в смесь спирт и храните ее в закупоренной бутылке (она быстро портится, если оставить ее открытой на воздухе). Этот настой можно применять непосредственно; он краснеет в присутствии кислот и синеет в присутствии щелочей. При выпаривании получается твердая масса, которая растворима в воде и может храниться без изменений сколь угодно долго. Испытательную бумагу можно приготовить следующим образом: взять крепкий настой лакмуса и пропитать им промокательную бумагу; высушить ее, разрезать на полоски и использовать в качестве испытательной бумаги на кислоты. Для обнаружения щелочей бумагу нужно пропитать раствором лакмуса, едва покрасненным несколькими каплями кислоты; если взять слишком много кислоты, бумага не будет чувствительной. Такие кислоты, как серная кислота, окрашивают лакмус и особенно его настой в кирпично-красный цвет, в то время как более слабые кислоты, такие как угольная, дают слабый винно-красный оттенок. Применяется также испытательная бумага желтого цвета; она окрашена настоем корней куркумы на спирту. В щелочах она буреет, но восстанавливает свой первоначальный оттенок в кислотах. Многие синие и другие растительные красящие вещества могут быть использованы для обнаружения кислот и щелочей; например, настои кошенили, фиалок, кампешевого дерева и т. д. Могут применяться также и некоторые искусственно приготовленные вещества и красители. Так, розоловая кислота C20H16O3 и фенолфталеин C20H14O4 (он применяется в спиртовом растворе и не пригоден для обнаружения аммиака) бесцветны в кислой и красны в щелочной среде. Цианин также бесцветен в присутствии кислот и дает синее окрашивание со щелочами. Метиловый оранжевый (желтый в водном растворе) не изменяется щелочами, но становится розово-красным от кислот (слабые кислоты не действуют) и т. д. Это весьма чувствительные реакции. Их поведение по отношению к различным кислотам, щелочам и солям иногда дает возможность отличать вещества друг от друга.

[51] Что вода действительно отделяется при реакции кислоты на щелочные гидраты, можно показать, взяв вместо воды какой-нибудь другой промежуточный гидрат — например, глинозем. Так, если взять раствор глинозема в серной кислоте, он будет иметь, подобно кислоте, кислую реакцию и поэтому окрасит лакмус в красный цвет. Если же, напротив, взять раствор глинозема в щелочи — скажем, едком кали, — он будет иметь щелочную реакцию и окрасит красный лакмус в синий цвет. При прибавлении щелочного раствора к кислому до тех пор, пока не получится ни щелочная, ни кислая реакция, образуется соль, состоящая из серного ангидрида и окиси калия. При этом, как и при реакции гидратов, выделяется промежуточный окисел — именно глинозем. Его выделение будет в данном случае очень очевидным, так как глинозем нерастворим в воде.

[52] Взаимодействием гидратов и их способностью образовывать соли можно воспользоваться для определения характера тех гидратов, которые нерастворимы в воде. Вообразим, что данный гидрат, химический характер которого неизвестен, нерастворим в воде. Поэтому невозможно испытать его реакцию на лакмус. Тогда его смешивают с водой и к смеси прибавляют кислоту — например, серную кислоту. Если взятый гидрат основный, то произойдет реакция, либо непосредственно, либо при помощи нагревания, с образованием соли. В некоторых случаях образующаяся соль растворима в воде, и это сразу покажет, что между нерастворимым основным гидратом и кислотой произошло соединение с образованием растворимого солеобразного вещества. В тех случаях, когда образующаяся соль нерастворима, вода все же теряет свою кислую реакцию, и поэтому посредством прибавления кислоты можно удостовериться, имеет ли данный гидрат основной характер, подобно гидратам окиси меди, свинца и т. д. Если кислота не действует на данный нерастворимый гидрат (при любой температуре), то он не имеет основного характера, и следует испытать, имеет ли он кислотный характер. Это делается тем путем, что вместо кислоты берут щелочь и наблюдают, растворяется ли тогда неизвестный гидрат или исчезает ли щелочная реакция. Таким образом можно доказать, что гидрат кремнезема имеет кислотный характер, так как он растворяется в щелочах, а не в кислотах. Если дело касается нерастворимого промежуточного гидрата, то будет наблюдаться, что он реагирует как на кислоту, так и на щелочь. Примером служит гидрат глинозема, который растворим как в едком кали, так и в серной кислоте.

Степень сродства или химической энергии, свойственная окислам и их гидратам, весьма различна; некоторые крайние члены ряда обладают ею в огромной степени. Действуя друг на друга, они выделяют большое количество тепла, а действуя на промежуточные гидраты, они также выделяют тепло в значительной степени, как мы видели при соединении извести и серного ангидрида с водой. Когда крайние окислы соединяются, они образуют прочные соли, которые с трудом разлагаются и часто проявляют характерные свойства. Соединения промежуточных окислов друг с другом или даже с основными и кислотными окислами представляют совсем иной случай. Сколько бы глинозема мы ни растворяли в серной кислоте, мы не можем насытить кислые свойства серной кислоты, получающийся раствор всегда будет иметь кислую реакцию. Точно так же, какое бы количество глинозема ни было растворено в щелочи, получающийся раствор всегда будет проявлять щелочную реакцию.

[53] Чтобы дать представление о количестве тепла, выделяющегося при образовании солей, я прилагаю таблицу данных для очень разбавленных водных растворов кислот и щелочей по определениям Бертло и Томсена. Цифры даны в больших калориях — то есть в тысячах единиц тепла. Например, 49 граммов серной кислоты H2SO4, взятой в разбавленном водном растворе, при смешении с таким количеством слабого раствора едкого натра NaHO, при котором образуется средняя соль (когда весь водород кислоты замещается на натрий), выделяют 15 800 единиц тепла.

49 parts of H2SO4 63 parts of HNO3 49 parts of H2SO4 63 parts of HNO3

NaHO 15·8 13·7 MgO 15·6 13·8

KHO 15·7 13·8 FeO 12·5 10·7(?)

NH3 14·5 12·5 ZnO 11·7 9·8

CaO 15·6 13·9 Fe2O3 5·7 5·9

BaO 18·4 13·9

Эти цифры нельзя считать теплотой нейтрализации, потому что вода играет здесь важную роль. Так, например, серная кислота и едкий натр при растворении в воде выделяют очень много тепла, а получающийся сульфат натрия — очень мало; следовательно, количество тепла, выделяющееся при безводном соединении, будет отлично от выделяющегося при гидратном соединении. Те кислоты, которые неэнергичны в соединении с тем же количеством щелочей, какое требуется для образования нормальных солей серной или азотной кислот, всегда дают, однако, меньше тепла. Например, с едким натром: угольная кислота дает 10,2, синильная — 2,9, сероводород — 3,9 больших калорий. И так как слабые основания (например, Fe2O3) также выделяют меньше тепла, чем более мощные, то здесь, как и в других случаях, обнаруживается некоторая общая корреляция между термохимическими данными и степенью сродства (см. главу II, примеч. 7); это, однако, не дает никакого основания измерять сродство, связывающее элементы солей, по теплоте их образования в разбавленных растворах. Это очень наглядно доказывается тем фактом, что вода способна разлагать многие соли и сама выделяется при их образовании.

[54] Углекислый ангидрид выделяет тепло при растворении в воде. Раствор легко диссоциирует и выделяет углекислый ангидрид по закону Генри и Дальтона (см. главу I). При растворении в едком натре он дает либо нормальную соль Na2CO3, которая не выделяет углекислого ангидрида, либо кислую соль NaHCO3, которая легко выделяет углекислый ангидрид при нагревании. Тот же газ, будучи растворен в растворах солей, действует тем или иным образом (см. главу II, примеч. 38). Здесь видно, какая последовательная цепь отношений существует между соединениями разного порядка, между веществами разной степени устойчивости. Проводя различие между явлениями растворов и химическими соединениями, мы упускаем из виду те естественные переходы, которые существуют в действительности.

[55] Такой род разложения можно легко наблюдать, если налить раствор сульфата натрия в U-образную трубку и ввести электроды в оба колена. Если раствор подкрасить настоем лакмуса, будет легко заметить, что он синеет у катода вследствие образования гидроксида натрия и краснеет у электроположительного полюса от образования серной кислоты.

[56] В других случаях разложение солей электрическим током может сопровождаться гораздо более сложными результатами. Так, когда металл соли способен к высшей степени окисления, такой высший окисел может образоваться на положительном полюсе за счет выделяющегося там кислорода. Это происходит, например, при разложении солей серебра и марганца гальваническим током, причем образуются перекиси этих металлов. Так, при электролизе раствора KCl образуется KClO3, а из серной кислоты (соответствующей SO3) — персерная кислота, соответствующая S2O7. Но все до сих пор известные явления могут быть выражены вышеуказанным законом — что ток разлагает соли на металлы, появляющиеся на отрицательном полюсе, и на остальные составные части, появляющиеся на положительном полюсе.

[57] Вышесформулированное обобщение понятия о солях как соединениях металлов (простых или сложных, подобных аммонию, NH4) с галоидами (простыми, как хлор, или сложными, как циан, CN, или радикал серной кислоты, SO4), способных вступать в двойное солевое разложение, согласующееся с общими данными относительно солей, складывалось лишь постепенно после череды самых разнообразных предположений о химическом строении солей.

Соли принадлежат к классу веществ, известных с весьма давних времен и уже давно исследуемых в различных направлениях. Однако вначале не делали различия между солями, кислотами и основаниями. Глаубер во второй половине XVII века получил много искусственных солей. До того времени большинство солей получалось из природных источников, и та соль, о которой мы уже несколько раз упоминали, а именно сульфат натрия, была названа в честь этого химика глауберовой солью. Руэль разделил соли на нормальные, кислые и основные и показал их действие на растительные красители, однако он смешивал многие соли с кислотами (и поныне каждую кислую соль следует рассматривать как кислоту, поскольку она содержит водород, способный замещаться металлами, то есть это водород кислоты). Боме оспаривал мнение Руэля относительно классификации солей, утверждая, что истинными солями являются лишь нормальные соли, в то время как основные соли представляют собой простые смеси нормальных солей с основаниями, а кислые соли — смеси с кислотами, причем он считал, что простое промывание способно удалить из них основание или кислоту. Руэль же в середине прошлого века оказал большую услугу изучению солей и распространению сведений об этом классе соединений своими увлекательными лекциями. Подобно большинству химиков того периода, он не пользовался в своих исследованиях весами, а довольствовался чисто качественными данными. Первые количественные исследования солей были выполнены примерно в то же время Венцелем, бывшим директором Фрайбергских рудников в Саксонии. Венцель изучал двойное разложение солей и заметил, что при двойном разложении нейтральных солей всегда получается нейтральная соль. Он доказал весовым методом, что это объясняется тем, что для насыщения определенного количества основания требуются такие относительные количества различных кислот, которые способны насытить любое другое основание. Взяв две нейтральные соли — например, сульфат натрия и нитрат кальция, — смешаем их растворы. Происходит двойное разложение, так как образуется сульфат кальция, который почти нерастворим. Сколько бы мы ни добавляли каждой из солей, нейтральная реакция все равно сохранится; следовательно, нейтральный характер солей не разрушается при обмене металлов, то есть то количество серной кислоты, которое насытило натрий, достаточно для насыщения кальция, а то количество азотной кислоты, которое насытило кальций, достаточно для насыщения натрия, находящегося в соединении с серной кислотой в сульфате натрия. Венцель даже был убежден, что материя не исчезает в природе, и на этом принципе он исправляет в своем «Учении об аффинности» результаты своих экспериментов, когда обнаруживал, что получил меньше, чем взял первоначально. Хотя Венцель вывел закон двойного разложения солей вполне верно, он не определил те количества, в которых кислоты и основания действуют друг на друга. Это было выполнено в конце прошлого века Рихтером. Он определил весовые количества оснований, насыщающих кислоты, и кислот, насыщающих основания, и получил сравнительно правильные результаты, хотя его выводы были неверны, так как он утверждал, что количество основания, насыщающего данную кислоту, изменяется в арифметической прогрессии, а количество кислоты, насыщающей данное основание, — в геометрической прогрессии. Рихтер изучал выделение металлов из их солей другими металлами и заметил, что нейтральная реакция раствора не нарушается при этом обмене. Он также определил весовые количества металлов, замещающих друг друга в солях. Он показал, что медь вытесняет серебро из его соли, а цинк вытесняет медь и целый ряд других металлов. Те количества металлов, которые были способны замещать друг друга, были названы эквивалентами.

Учение Рихтера не нашло последователей, потому что, хотя он полностью верил в открытия Лавуазье, он все же придерживался флогистических рассуждений, делавших его изложения весьма туманными. Труды шведского ученого Берцелиуса освободили факты, открытые Венцелем и Рихтером, от неясности прежних воззрений и привели к их объяснению в соответствии со взглядами Лавуазье и в духе закона кратных отношений, уже открытого Дальтоном. Применяя к солям те выводы, к которым Берцелиус пришел в результате целого ряда исследований замечательной точности, мы приходим к следующему закону эквивалентов: одна весовая часть водорода в кислоте замещается соответствующим эквивалентным весом любого металла; и поэтому, когда металлы замещают друг друга, их веса находятся в том же соотношении, что и их эквиваленты. Так, например, одна весовая часть водорода замещается 23 частями натрия, 39 частями калия, 12 частями магния, 20 частями кальция, 28 частями железа, 108 частями серебра, 33 частями цинка и т. д.; и поэтому, если цинк вытесняет серебро, то 33 части цинка займут место 108 частей серебра, или 33 части цинка будут вытеснены 23 частями натрия и т. д.

Учение об эквивалентах было бы точным и простым, если бы каждый металл давал только один оксид или одну соль. Оно усложняется тем фактом, что многие металлы образуют несколько оксидов и, следовательно, проявляют различные эквиваленты при различных степенях окисления. Например, существуют оксиды, содержащие железо, в которых его эквивалент равен 28 — это соли, образованные закисью; и существует другой ряд солей, в котором эквивалент железа равен 18⅔ (они содержат меньше железа и, следовательно, больше кислорода и соответствуют высшей степени окисления — полуторному окислу железа, или оксиду железа). Правда, первые соли легко образуются при непосредственном действии металлического железа на кислоты, а вторые — только путем дальнейшего окисления уже образованного соединения; но так бывает не всегда. В случае меди, ртути и олова при различных обстоятельствах образуются соли, соответствующие различным степеням окисления этих металлов, и многие металлы имеют два эквивалента в своих различных солях, то есть в солях, соответствующих разным степеням окисления. Таким образом, невозможно приписать каждому металлу один определенный эквивалентный вес. Отсюда понятие эквивалентов, играя важную роль с исторической точки зрения, оказывается, по мере более глубокого изучения химии, лишь подчиненным по отношению к более высокой концепции, с которой мы познакомимся впоследствии.

Судьба теоретических воззрений химии долгое время была связана с историей солей. Самое ясное представление на этот счет восходит к Лавуазье и было систематически развито Берцелиусом. Это представление называется бинарной теорией. Все соединения, и особенно соли, представляются состоящими из двух частей. Соли изображаются как соединения основного оксида (основания) и кислоты (тогда называвшейся кислотным ангидридом, а затем кислотой), в то время как гидраты представляются соединениями безводных оксидов с водой. Такое выражение применялось не только для обозначения наиболее обычного метода образования этих веществ (где оно было бы вполне верно), но и для выражения того внутреннего распределения элементов, с помощью которого предполагалось объяснить все свойства данных веществ. Предполагалось, что сульфат меди содержит две самые интимные составные части — оксид меди и серный ангидрид. Это гипотеза. Она возникла из так называемой электрохимической гипотезы, которая предполагала, что две составные части удерживаются в взаимном соединении благодаря тому, что один компонент (ангидрид кислоты) обладает электроотрицательными свойствами, а другой (основание в солях) — электроположительными. Обе части притягиваются друг к другу подобно веществам, обладающим противоположными электрическими зарядами. Но так как разложение солей в расплавленном состоянии электрическим током всегда дает металл, то представление о строении и разложении солей, называемое водородной теорией кислот, ближе к истине, чем то, которое рассматривает соли состоящими из основания и ангидрида кислоты. Но водородная теория кислот также является бинарной гипотезой и не противоречит электрохимической гипотезе, а скорее представляет собой ее модификацию. Бинарная теория берет начало от Руэля и Лавуазье, электрохимический аспект усердно развивался Берцелиусом, а водородная теория кислот принадлежит Дэви и Либиху.

Эти гипотетические взгляды упростили и обобщили изучение сложного предмета и послужили основой для дальнейших рассуждений, однако при рассмотрении солей было одинаково удобно придерживаться той или иной из этих гипотез. Но данные теории были распространены на все остальные вещества, на все сложные соединения. Приверженцы бинарной и электрохимической гипотез искали две антиполярные составные части и стремились выразить процесс химических реакций через электрохимические и подобные им различия. Если цинк замещает водород, они заключали, что он более электроположителен, чем водород, забывая при этом, что водород при иных обстоятельствах может вытеснять цинк, например при красном калении. Хлор и кислород считались обладающими противоположной по отношению к водороду полярностью, так как они легко соединяются с ним; тем не менее, оба они способны замещать водород, и, что весьма характерно, при замещении водорода хлором в углеродистых соединениях не только часто остается неизменным химический характер, но даже внешняя форма может сохраняться без изменений, как продемонстрировали Лоран и Дюма. Эти соображения подрывают бинарную и особенно электрохимическую теорию. Объяснение известных реакций стали искать тогда не в разности полярностей различных веществ, а в совместном влиянии всех элементов на свойства образующегося соединения. Это противоположно предшествующей гипотезе.

Однако этот переворот не ограничился разрушением шатких основ предшествующей теории; он выдвинул новое учение и заложил фундамент для современного направления нашей науки. Это учение можно назвать унитарной теорией, то есть оно строго признает совместное влияние элементов в сложном веществе, отрицает существование в них раздельных и противоположных компонентов, рассматривает, например, сульфат меди как строго определенное соединение меди, серы и кислорода, затем ищет соединения, аналогичные по своим свойствам, и, сопоставляя их, стремится выразить влияние каждого элемента на определение совокупных свойств его соединения. В большинстве случаев оно приходит к выводам, аналогичным тем, которые получаются с помощью упомянутых выше гипотез, но в определенных особых случаях выводы унитарной теории находятся в полном противоречии с выводами бинарной теории и ее следствий. Подобные случаи чаще всего встречаются при рассмотрении соединений более сложного характера, чем соли, особенно органических соединений, содержащих водород. Но не в этом переходе от искусственной системы к естественной, сколь бы важным он ни был, заключается главная заслуга и сила унитарного учения. Путем простого обзора огромного запаса данных о реакциях типичных веществ оно сумело с самого своего появления установить новый и важный закон, введя в науку новое понятие — а именно понятие о молекулах, с которым мы скоро познакомимся. Вывод закона и понятия молекул был подтвержден фактами во множестве случаев и послужил причиной того, что большинство химиков нашего времени оставили бинарную теорию и приняли унитарную теорию, которая составляет основу настоящего труда. Лорана и Жерара следует считать основоположниками этого учения.

ГЛАВА IV. ОЗОН И ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА — ЗАКОН ДАЛЬТОНА

Ван Марум в прошлом веке заметил, что кислород в стеклянной трупке при воздействии серии электрических искр приобретает специфический запах и способность соединяться с ртутью при обыкновенной температуре. Впоследствии это было подтверждено множеством новых экспериментов. Даже при простом вращении электрофорной машины, когда электричество распространяется в воздухе или проходит через него, распознается особый и характерный запах озона, происходящий от действия электричества на кислород атмосферы. В 1840 году проф. Шенбейн из Базеля обратил внимание на это пахучее вещество и показал, что оно также образуется вместе с кислородом, выделяющимся на положительном полюсе при разложении воды действием гальванического тока, при окислении фосфора во влажном воздухе, а также при окислении ряда веществ, хотя оно отличается своей неустойчивостью и способностью окислять другие вещества. Характерный запах этого вещества дал ему название от греческого ὄζω — «издаю запах». Шенбейн указал, что озон способен окислять многие вещества, на которые кислород при обычной температуре не действует. Достаточно указать, например, что он с большой энергией окисляет серебро, ртуть, углерод и железо при обычной температуре. Можно было бы думать, что озон представляет собой какое-то новое сложное вещество, как сначала и предполагали; но тщательные наблюдения, проведенные в этом направлении, давно привели к заключению, что озон — это не что иное, как кислород, изменивший свои свойства. Наиболее поразительным доказательством этого служит полное превращение содержащего озон кислорода в обыкновенный кислород при пропускании его через трубку, нагретую до 250°. Кроме того, при низкой температуре чистый кислород дает озон при пропускании через него электрических искр (Мариньяк и Де ла Рив). Следовательно, как синтезом, так и анализом доказано, что озон — это тот самый кислород, с которым мы уже знакомы, только наделенный особыми свойствами и находящийся в особом состоянии. Однако, какими бы методами его ни получали, количество его в кислороде незначительно, обычно составляет лишь несколько долей процента, редко 2 процента и лишь при весьма благоприятных обстоятельствах достигает 20 процентов. Причину этого следует искать прежде всего в том, что озон при своем образовании из кислорода поглощает тепло. Если какое-либо вещество сжигать в калориметре за счет озонированного кислорода, то выделяется больше тепла, чем при сжигании в обычном кислороде, и Бертло показал, что эта разница очень велика — а именно на каждые сорок восемь весовых частей озона приходится 29 600 тепловых единиц. Это означает, что превращение сорока восьми частей кислорода в озон сопровождается поглощением этого количества тепла, а обратный процесс выделяет это количество тепла. Поэтому переход озона в кислород должен происходить легко и полно (как экзотермическая реакция), подобно горению; и это доказывается тем фактом, что при 250° озон полностью исчезает, образуя кислород. Любое повышение температуры может тем самым вызвать распад озона, а поскольку при действии электрического разряда происходит повышение температуры, в электрическом разряде имеются условия как для получения озона, так и для его разрушения. Отсюда очевидно, что превращение кислорода в озон как обратимая реакция имеет предел при достижении состояния равновесия между продуктами двух противоположных реакций, что явления этого превращения согласуются с явлениями диссоциации и что падение температуры должно способствовать образованию большего количества озона.[1] Далее, из сказанного очевидно, что лучшим способом получения озона являются не электрические искры[2], повышающие температуру, а применение непрерывного разряда или потока электричества — то есть действие тихого разряда.[3] По этой причине все озонаторы (самой разнообразной конструкции), или приборы для получения озона из кислорода (или воздуха) действием электричества, теперь обычно состоят из листов металла — например, станиоли (оловянной фольги), раствора серной кислоты, смешанной с хромовой кислотой, и т. д., разделенных тонкими стеклянными поверхностями, расположенными на небольших расстояниях друг от друга, между которыми вводится подлежащий озонированию кислород или воздух, подвергаемый воздействию тихого разряда.[4] Так, в аппарате Сименса (рис. 37) внешняя сторона трубки a и внутренняя сторона трубки b c покрыты станиолью и соединены с полюсами источника электричества (с зажимами катушки Румкорфа). Тихий разряд проходит через тонкие стенки стеклянных цилиндров a и b c по всей их поверхности, и следовательно, если пропускать через прибор кислород по трубке d, вплавленной в боковую часть a, он будет озонироваться в кольцевом пространстве между a и b c. Озонированный кислород выходит через трубку e и может быть направлен в любой другой аппарат.[5]

Рис. 37. Аппарат Сименса для получения озона посредством тихого разряда.

Свойства озона, полученного таким способом[6], во многих отношениях отличают его от кислорода. Озон очень быстро обесцвечивает индиго, лакмус и многие другие красители путем их окисления. Серебро окисляется им при обычной температуре, в то время как кислород не способен окислять серебро даже при высоких температурах; блестящая серебряная пластинка быстро чернеет (от окисления) в озонированном кислороде. Он быстро поглощается ртутью с образованием оксида; он превращает низшие оксиды в высшие — например, сернистый ангидрид в серный, закись азота в азотную, мышьяковистый ангидрид (As2O3) в мышьяковую кислоту (As2O5) и т. д.[7] Но особенно характерным для озона является его разлагающее действие на йодистый калий. Кислород на него не действует, но озон, пропущенный в раствор йодистого калия, выделяет йод, в то время как калий переходит в едкое кали, остающееся в растворе: 2KI + H2O + O = 2KHO + I2. Поскольку присутствие мельчайших следов свободного йода может быть обнаружено с помощью крахмального клейстера, с которым он образует вещество очень темно-синего цвета, смесь йодистого калия с крахмальным клейстером позволяет обнаруживать самые малые следы озона.[8] Озон разрушается или превращается в обыкновенный кислород не только под действием тепла, но и при долгой выдержке, особенно в присутствии щелочей, перекиси марганца, хлора и т. д.

Следовательно, озон, хотя и имеет тот же состав, что и кислород, отличается от него по устойчивости и тем, что он очень энергично окисляет ряд веществ при обычной температуре. В этом отношении озон напоминает кислород некоторых неустойчивых соединений или кислород в момент выделения.[8 bis]

В обычном кислороде и озоне мы видим пример одного и того же вещества, в данном случае простого тела (элемента), выступающего в двух состояниях. Это указывает на то, что свойства вещества, и даже элемента, могут изменяться без изменения его состава. Известно очень много подобных случаев. Такие случаи химического превращения, определяющие различие в свойствах одного и того же элемента, называются случаями изомерии. Причина изомерии, очевидно, лежит глубоко в существенных условиях вещества, и ее исследование уже привело к ряду результатов неожиданной важности и огромного научного значения. Легко понять различие между веществами, содержащими различные элементы или те же элементы в различных пропорциях. То, что между ними должно существовать различие, неизбежно следует, если мы, как к тому вынуждают наши знания, признаем коренное различие простых тел или элементов. Но когда состав — то есть качество и количество элементов — в двух веществах одинаков, а свойства их различны, тогда становится ясно, что понятий о различных элементах и о переменном составе соединений самих по себе недостаточно для выражения всего многообразия свойств материи в природе. Что-то еще, более глубокое и внутреннее, чем состав веществ, должно, судя по изомерии, определять свойства и превращения веществ.

Чем обусловлены изомерия озона и кислорода и особенности озона? В чем, помимо дополнительного запаса энергии, составляющего одну из особенностей озона, кроется причина его отличия от кислорода? Эти вопросы долго занимали умы исследователей и служили мотивом для самых разнообразных, точных и аккуратных изысканий, которые были главным образом направлены на изучение объемных отношений, проявляемых озоном. Чтобы ознакомить читателя с прежними исследованиями в этом роде, я цитирую следующее из мемуара Соре в «Докладах Французской академии наук» за 1866 год:

«Наши современные знания об объемных отношениях озона могут быть выражены следующим образом:

1. „Обыкновенный кислород при превращении в озон под действием электричества обнаруживает уменьшение объема“. Это было открыто Эндрюсом и Тейтом.

2. „При воздействии на озонированный кислород йодистым калием и другими веществами, способными окисляться, мы разрушаем озон, но объем газа остается неизменным“. Ибо исследования Эндрюса, Соре, фон Бабо и других показали, что доля озонированного кислорода, поглощенная йодистым калием, равна первоначальному сокращению объема кислорода — то есть при поглощении озона объем газа остается неизменным. Отсюда можно было бы вообразить, что озон, так сказать, не занимает никакого пространства и обладает бесконечной плотностью.

3. „Под действием тепла озонированный кислород увеличивается в объеме и превращается в обыкновенный кислород. Это увеличение объема соответствует количеству озонированного кислорода, которое отдается йодистому калию при его разложении“ (те же наблюдатели).

4. Эти несомненные экспериментальные результаты приводят к заключению, что озон плотнее кислорода и что в своем окислительном действии он выделяет ту часть своего вещества, которой обязана его добавочная плотность, отличающая его от обыкновенного кислорода».

Если вообразить (говорит Вельтцин), что n объемов озона состоят из n объемов кислорода, соединенных с m объемами того же вещества, и что озон при окислении отдает m объемов кислорода и оставляет n объемов обыкновенного газообразного кислорода, то все вышеуказанные факты могут быть объяснены; в противном случае должно предполагать, что озон бесконечно плотен. «Для определения плотности озона (снова цитируем Соре) нельзя прибегать к прямому определению веса данного объема газа, потому что озон не может быть получен в чистом виде. Он всегда смешан с очень большим количеством кислорода. Поэтому необходимо было прибегнуть к таким веществам, которые поглощали бы озон, не поглощая кислород и не разрушая озон. Тогда плотность можно было бы вывести из уменьшения объема, производимого в газе действием этого растворителя, по сравнению с количеством кислорода, отданного йодистому калию. Следует также воспользоваться определением увеличения объема, производимого действием тепла на озон, если объем, занимаемый озоном до нагревания, известен». Соре нашел два таких вещества: скипидар и коричное масло. «Озон исчезает в присутствии скипидара. Это сопровождается появлением густого пара, который заполняет сосуд небольшой вместимости (0,14 литра) до такой степени, что он становится непроницаемым для прямых солнечных лучей. Если оставить сосуд в покое, то наблюдается, что облако пара оседает; просветление заметнее всего в верхней части сосуда, а на краю облака пара видны яркие цвета радуги». Коричное масло — то есть летучее, или эфирное, масло известной пряности корицы — дает при схожих обстоятельствах такого же рода пары, но они гораздо менее объемны. При измерении газового объема до и после действия обоих летучих масел наблюдается значительное уменьшение. Применяя все необходимые поправки (на растворимость кислорода в названных маслянистых жидкостях, на упругость их паров, на изменение давления и т. д.) и проводя серию сравнительных определений, Соре получил следующий результат: два объема растворимого озона при превращении в обыкновенный (путем нагревания проволоки докрасна гальваническим током) увеличиваются на один объем. Отсюда очевидно, что при образовании озона три объема кислорода дают два объема озона — то есть его плотность (отнесенная к водороду) равна 24.

Наблюдения и определения Соре показали, что озон тяжелее кислорода и даже углекислоты (потому что озонированный кислород проходит через тонкие отверстия медленнее кислорода и его смесей с углекислотой), хотя и легче хлора (он протекает через такие отверстия быстрее хлора), и они указали на то, что озон в полтора раза плотнее кислорода, что можно выразить, обозначая молекулу кислорода через O2, а озона — через O3, и следовательно, озон OO2 сопоставим со сложными веществами[9], образованными кислородом, как, например, CO2, SO2, NO2 и др. Это объясняет главные различия между озоном и кислородом и причину изомерии, а введение этого приводит к ожиданию[10], что озон, являясь газом более плотным, чем кислород, должен сжижаться гораздо легче. Это было действительно показано в 1880 году Шаппюи и Отефеем в их исследованиях физических свойств озона. Его температура кипения при давлении 760 мм составляет около -106°, и вследствие этого сжатый и охлажденный озон при быстром расширении образует капли, то есть сжижается. Жидкий и сжатый[11] озон имеет синий цвет. При растворении в воде озон частично переходит в кислород. Он со взрывом взрывается при внезапном сжатии и нагревании, превращаясь в обыкновенный кислород и выделяя, подобно всем взрывчатым веществам[12], то избыточное тепло, которое отличает его от кислорода.

Таким образом, судя по всему сказанному выше, озон должен образовываться в природе не только во многих протекающих процессах окисления, но также путем конденсации атмосферного кислорода. Значение озона в природе часто привлекало внимание наблюдателей. Существует серия озонометрических наблюдений, которые показывают различное содержание озона в воздухе в разных местностях, в разное время года и при различных обстоятельствах. Однако наблюдения, сделанные в этом направлении, нельзя считать достаточно точными, потому что применявные методы определения озона были не вполне точны. Тем не менее бесспорно[13], что количество озона в атмосфере подвержено колебаниям; что воздух жилых помещений не содержит озона (он исчезает при окислении органических веществ); что воздух полей и лесов всегда содержит озон или вещества (перекись водорода), которые действуют подобно ему (на йодированную крахмальную бумагу и т. д.)[13 bis]; что количество озона возрастает после гроз; и что миазмы и т. п. разрушаются при озонировании атмосферы. Он легко окисляет органические вещества, а миазмы производятся органическими веществами и зародышами организмов, причем все они легко изменяются и окисляются. Действительно, многие миазмы — например, летучее вещество разлагающихся организмов — явно разрушаются или изменяются не только озоном, но и многими другими сильно окисляющими веществами, такими как хлорная вода, марганцовокислый калий и т. п.[14] Все, что теперь известно относительно присутствия озона в воздухе, можно суммировать следующими словами: небольшое количество окисляющего вещества, похожего по своим реакциям на озон, несомненно наблюдалось и определялось в атмосфере, особенно в свежем воздухе, например после грозы, и очень вероятно, что это вещество содержит смесь таких окисляющих веществ, как озон, перекись водорода и низшие оксиды азота (особенно азотистая кислота и ее аммиачная соль), образующиеся из элементов атмосферы путем окисления и под действием электрических разрядов.

Таким образом, в озоне мы видим: (1) способность элементов (и она должна быть тем более заметной в соединениях) изменять свои свойства без изменения состава; это называется изомерией;[15] (2) способность некоторых элементов конденсироваться в молекулы различной плотности; это составляет особый случай изомерии, называемый полимерией; (3) способность кислорода являться в еще более деятельном и энергичном химическом состоянии, чем то, в котором он находится в обычном газообразном кислороде; и (4) образование неустойчивых равновесий, или химических состояний, которые иллюстрируются как легкостью, с которой озон действует в качестве окислителя, так и его способностью разлагаться со взрывом.[16]

Перекись водорода. — Многие из тех свойств, которые мы видели у озона, принадлежат также особому веществу, содержащему кислород и водород и называемому перекисью водорода, или оксигенированной водой. Это вещество было открыто в 1818 году Тенаром. При нагревании оно разлагается на воду и кислород, выделяя столько же кислорода, сколько содержится в воде, остающейся после разложения. Та часть кислорода, которой перекись водорода отличается от воды, в ряде случаев ведет себя точно так же, как активный кислород в озоне, что отличает ее от обыкновенного кислорода. В H2O2 и в O3 один атом кислорода действует как мощный окислитель и при выделении оставляет H2O или O2, которые не действуют столь энергично, хотя все еще содержат кислород.[17] И H2O2, и O3 содержат кислород в, так сказать, сжатом состоянии, и когда они освобождаются от давления силами (внутренними) элементов в другом веществе, этот кислород легко выделяется и поэтому действует так же, как кислород в момент его выделения. Оба вещества при разложении с выделением части своего кислорода выделяют тепло, тогда как разложение обычно сопровождается поглощением тепла.

Перекись водорода образуется при многих обстоятельствах в результате горения и окисления, но в весьма ограниченных количествах; так, например, достаточно взболтать цинк с серной кислотой или даже с водой, чтобы наблюдать образование определенного количества перекиси водорода в воде.[18] По этой причине, вероятно, в природе совершается серия разнообразных процессов окисления, и, по словам проф. Шене из Москвы, перекись водорода присутствует в атмосфере, хотя и в переменных и малых количествах, причем ее образование, вероятно, связано с озоном, с которым она имеет много общего. Обычный способ образования перекиси водорода и метод, с помощью которого ее можно получить косвенным путем[19], заключается в двойном разложении кислоты и пероксидов определенных металлов, особенно калия, кальция и бария.[20] Как мы видели при обсуждении кислорода (глава III), стоит лишь нагреть безводный оксид бария докрасна в токе воздуха или кислорода (или, что еще лучше, нагреть его с хлоратом калия, а затем смыть образовавшийся хлорид калия), чтобы получить перекись бария.[21] Перекись бария дает перекись водорода при действии кислот на холоде.[22] Процесс разложения в данном случае очень ясен: водород кислоты замещает барий перекиси, образуя бариевую соль кислоты, в то время как образовавшаяся в реакции перекись водорода остается в растворе.[23]

Реакция выражается уравнением BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4. Лучше всего брать слабый холодный раствор серной кислоты и почти насытить его перекисью бария так, чтобы остался небольшой избыток кислоты; образуется нерастворимый сульфат бария. Получается более или менее разбавленный водный раствор перекиси водорода. Этот раствор может быть сгущен в вакууме над серной кислотой. Таким образом можно даже полностью испарить воду из раствора перекиси водорода; только в этом случае необходимо работать при низкой температуре и не держать перекись долго в разреженной атмосфере, так как иначе она разлагается.[23 bis] Раствор перекиси водорода (смешанный с раствором соли натрия NaX) используется для беления (особенно шелка и шерсти) в большом масштабе и теперь обычно приготавливается из перекиси натрия Na2O2 под действием кислот: Na2O2 + 2HX = 2NaX + H2O2.[24]

В чистом виде перекись водорода представляет собой бесцветную жидкость без запаха, обладающую весьма неприятным вкусом, свойственным солям многих металлов, — так называемым «металлическим» вкусом. Вода, хранившаяся в цинковых сосудах, имеет этот вкус, который, вероятно, обусловлен содержанием в ней перекиси водорода. Упругость паров перекиси водорода меньше упругости водяного пара; это позволяет концентрировать ее растворы в вакууме. Удельный вес безводной перекиси водорода равен 1,455. Перекись водорода разлагается с выделением кислорода при нагревании даже до 20°. Но чем разбавленнее ее водный раствор, тем он устойчивее. Весьма слабые растворы могут быть перегнаны без разложения перекиси водорода. Она обесцвечивает растворы лакмуса и куркумы и сходным образом действует на многие красящие вещества органического происхождения (почему и применяется для беления тканей).[24 bis]

Многие вещества разлагают перекись водорода с образованием воды и кислорода, по-видимому, не претерпевая при этом никаких изменений. В данном случае вещества в мелкораздробленном состоянии проявляют гораздо более быстрое действие, чем плотные массы, откуда очевидно, что действие здесь основано на контакте (см. Введение). Достаточно привести перекись водорода в соприкосновение с древесным углем, золотом, перекисью марганца или свинца, щелочами, металлическим серебром и платиной, чтобы вызвать вышеупомянутое разложение.[25] Кроме того, перекись водорода образует воду и с величайшей легкостью отдает свой кислород ряду веществ, способных окисляться или соединяться с кислородом, и в этом отношении очень напоминает озон и другие мощные окислители.[26] К классу контактных явлений, столь характерных для перекиси водорода как вещества неустойчивого и легко разлагающегося с выделением тепла, следует отнести то обстоятельство, что в присутствии многих кислородсодержащих веществ она выделяет не только собственный кислород, но также и кислород приводимых с ней в соприкосновение веществ, то есть она действует восстанавливающим образом. Она ведет себя так с озоном, оксидами серебра, ртути, золота и платины, а также с перекисью свинца. Кислород в этих веществах неустойчив, и поэтому слабого влияния контакта достаточно для разрушения его положения. Перекись водорода, особенно в концентрированном виде, при соприкосновении с этими веществами выделяет огромное количество кислорода, так что происходит взрыв и наблюдается чрезвычайно мощное выделение тепла, если концентрированную перекись водорода капать на эти вещества в виде сухого порошка. Медленное разложение протекает и в разбавленных растворах.[27]

Подобно тому как целому ряду металлических соединений, и особенно оксидам и их гидратам, соответствует вода, существует также много веществ, аналогичных перекиси водорода. Так, например, перекись кальция относится к перекиси водорода точно так же, как оксид кальция, или известь, относится к воде. В обоих случаях водород замещен металлом, а именно кальцием.[27 bis] Но важнейшим замечанием является то, что наибольшую близость к свойствам перекиси водорода обнаруживает неметаллический элемент — хлор; его действие на красящие вещества, его способность окислять и выделять кислород из многих оксидов аналогичны таковым у перекиси водорода. Даже само образование хлора тесно аналогично образованию перекиси водорода: хлор получается из перекиси марганца, MnO2, и соляной кислоты, HCl, а перекись водорода — из перекиси бария, BaO2, и той же кислоты. Результатом в одном случае по существу являются вода, хлор и хлорид марганца, а в другом образуются хлорид бария и перекись водорода. Следовательно, вода + хлор соответствуют перекиси водорода, и действие хлора в присутствии воды аналогично действию перекиси водорода. Эта аналогия между хлором и перекисью водорода выражается в понятии водного радикала, о котором уже упоминалось (глава III). Этот водный радикал (или гидроксил) — то, что остается от воды, если вообразить ее лишенной половины водорода. Согласно такому способу выражения, едкий натр будет соединением натрия с водным радикалом, поскольку он образуется из воды с выделением половины водорода. Это выражается следующими формулами: вода — H2O, едкий натр — NaHO, точно так же как соляная кислота — HCl, а хлорид натрия — NaCl. Следовательно, водный радикал HO представляет собой сложный радикал, точно так же как хлор, Cl, является простым радикалом. Оба они дают водородные соединения: HHO (воду) и HCl (соляную кислоту); натриевые соединения: NaHO и NaCl, а также целый ряд аналогичных соединений. Свободный хлор в этом смысле будет ClCl, а перекись водорода — HOHO, что действительно выражает ее состав, так как она содержит вдвое больше кислорода, чем вода.[28]

Таким образом, в озоне и перекиси водорода мы видим примеры весьма неустойчивых, легко разлагающихся (со временем, самопроизвольно и при контакте) веществ, преисполненных энергии, необходимой для изменения[28 bis], способных легко воссоздаваться (в данном случае распадаясь с выделением тепла); следовательно, они являются примерами неустойчивых химических равновесий. Если вещество существует, это означает, что оно уже представляет собой определенную форму равновесия между теми элементами, из которых оно построено. Но химические равновесия, подобно механическим, обнаруживают различные степени стабильности или прочности.[29]

Кроме того, перекись водорода представляет другую сторону предмета, не менее важную и гораздо более ясную и общую.

Водород соединяется с кислородом в двух степенях окисления: вода, или оксид водорода, и оксигенированная вода, или перекись водорода; на данное количество водорода перекись содержит вдвое больше кислорода, чем вода. Это новый пример, подтверждающий правильность закона кратных отношений, к которому мы уже обращались при обсуждении кристаллизационной воды солей. Теперь мы можем сформулировать этот закон — закон кратных отношений. Если два вещества A и B (простые или сложные) соединяются друг с другом с образованием нескольких соединений, AnBm, AqBr..., то, выразив состав всех этих соединений таким образом, чтобы количество (весовое или объемное) одной из составных частей было постоянной величиной A, можно заметить, что во всех соединениях ABa, ABb... количества другой составной части, B, всегда будут находиться в соизмеримом отношении: обычно в простом кратном отношении, то есть отношение a : b... или m/n к r/q представляет собой отношение целых чисел, например как 2 : 3 или 3 : 4....

Анализ воды показывает, что в 100 весовых частях она содержит 11,112 весовых частей водорода и 88,888 частей кислорода, а анализ перекиси водорода показывает, что она содержит 94,112 частей кислорода и 5,888 частей водорода. При этом анализ выражен, как это обычно принято, в процентах; то есть он дает количества элементов в ста весовых частях вещества. Прямое сопоставление процентных составов воды и перекиси водорода не дает какого-либо простого соотношения. Но такое соотношение становится сразу очевидным, если вычислить состав воды и перекиси водорода, приняв за постоянную величину — например, за единицу — либо количество кислорода, либо количество водорода. Наиболее простые пропорции показывают, что в воде содержится восемь частей кислорода на одну часть водорода, а в перекиси водорода — шестнадцать частей кислорода на одну часть водорода; или одна восьмая часть водорода в воде и одна шестнадцатая часть водорода в перекиси водорода на одну часть кислорода. Естественно, анализ не дает эти цифры с абсолютной точностью — он дает их с определенной погрешностью, — но по мере уменьшения погрешности они приближаются к тому пределу, который здесь приведен. Сопоставление количеств водорода и кислорода в двух названных выше веществах при принятии одного из компонентов за постоянную величину дает пример применения закона кратных отношений, поскольку вода содержит восемь частей, а перекись водорода — шестнадцать частей кислорода на одну часть водорода, причем эти цифры соизмеримы и находятся в простой пропорции 1 : 2.

Совершенно аналогичная кратная пропорция наблюдается в составе всех других хорошо изученных определенных химических соединений[30], и поэтому закон кратных отношений принимается в химии в качестве отправной точки, от которой исходят дальнейшие соображения.

Закон кратных отношений был открыт в начале этого века Джоном Дальтоном из Манчестера при исследовании соединений углерода с водородом. Оказалось, что два газообразных соединения этих веществ — болотный газ (метан), CH4, и углеродистый газ (этилен), C2H4, — содержат на одно и то же количество водорода такие количества углерода, которые находятся в кратном отношении; а именно болотный газ содержит относительно вдвое меньше углерода, чем этилен. Хотя анализ того времени не был точным, правильность этого закона, признанная Дальтоном, в дальнейшем подтвердилась более точными исследованиями. Установив закон кратных отношений, Дальтон дал ему гипотетическое объяснение. Это объяснение основано на атомной теории материи. Действительно, закон кратных отношений может быть весьма легко понят при допущении атомного строения материи.

Суть атомной теории заключается в том, что материя предполагается состоящей из скопления малых и неделимых частей — атомов, которые не заполняют всего пространства, занимаемого веществом, а отстоят друг от друга, подобно тому как солнце, планеты и звезды не заполняют всего пространства вселенной, а находятся на расстоянии друг от друга. Форма и свойства веществ определяются расположением их атомов в пространстве и их состоянием движения, в то время как реакции, совершаемые веществами, понимаются как перераспределения относительных положений атомов и изменения их движения. Атомистическое представление о материи возникло в очень давние времена[31] и до недавнего времени находилось в противоречии с динамической гипотезой, которая рассматривает материю лишь как проявление сил. В настоящее время, однако, большинство людей науки отстаивают атомную гипотезу, хотя современное понятие атома совершенно отличное от понятия древних философов. Атом в нынешний день рассматривается скорее как индивидуум или единица, неделимая физическими[32] и химическими силами, тогда как атом древних был фактически механически и геометрически неделим. Когда Дальтон (1804 г.) открыл закон кратных отношений, он высказался в пользу атомного учения, так как оно позволяет очень легко понять этот закон. Если делимость каждого элемента имеет предел, а именно атом, то атомы элементов служат крайними пределами всей делимости, и если они отличаются друг от друга по своей природе, то образование соединения из элементарной материи должно состоять в соединении нескольких различных атомов в одно целое, или систему атомов, называемую теперь частицами, или молекулами. Поскольку атомы могут соединяться лишь своими целыми массами, очевидно, что не только закон постоянства состава, но и закон кратных отношений должен применяться к соединению атомов друг с другом; ибо один атом одного вещества может соединяться с одним, двумя или тремя атомами другого вещества, или вообще один, два, три атома одного вещества способны соединяться с одним, двумя или тремя атомами другого; в этом и заключается суть закона кратных отношений. Химические и физические данные весьма хорошо объясняются с помощью атомной теории. Замещение одного элемента другим подчиняется закону эквивалентности. В этом случае один или несколько атомов данного элемента занимают место одного или нескольких атомов другого элемента в его соединениях. Атомы различных веществ могут смешиваться друг с другом в том же смысле, в каком песок может смешиваться с глиной. Они не соединяются в одно целое — то есть в том и другом случае не происходит совершенного слияния, а лишь соприкосновение, причем из отдельных частей образуется однородное целое. Это первый и самый простой метод применения атомной теории к объяснению химических явлений.[33]