Symboles modernes Les éléments chimiques ont été introduits dans la science en 1813 par Berzelius. Selon sa proposition, les éléments sont désignés par les premières lettres de leurs noms latins. Par exemple, l'oxygène (Oxygenium) est désigné par la lettre O, le soufre par la lettre S, l'hydrogène (Hydrogenium) par la lettre H. Dans les cas où les noms de plusieurs éléments commencent par la même lettre, l'un des suivants est ajouté à la première lettre. Ainsi, le carbone (Carboneum) a le symbole C, le calcium, le cuivre, etc.

Les symboles chimiques ne sont pas seulement des noms abrégés d'éléments : ils expriment également certaines quantités (ou masses), c'est-à-dire que chaque symbole représente soit un atome d'un élément, soit une mole de ses atomes, soit la masse d'un élément égale (ou proportionnelle) à) la masse molaire de cet élément. Par exemple, C signifie soit un atome de carbone, soit une mole d'atomes de carbone, soit 12 unités de masse (généralement) de carbone.

Les formules des substances indiquent également non seulement la composition de la substance, mais également sa quantité et sa masse. Chaque formule représente soit une molécule d'une substance, soit une mole d'une substance, soit une masse d'une substance égale (ou proportionnelle à) sa masse molaire. Par exemple, cela signifie soit une molécule d'eau, soit une mole d'eau, soit 18 unités de masse (généralement) d'eau.

Les substances simples sont également indiquées par des formules indiquant le nombre d'atomes dont est composée la molécule. substance simple: par exemple, la formule de l'hydrogène. Si la composition atomique d'une molécule d'une substance simple n'est pas connue avec précision ou si la substance est constituée de molécules contenant un nombre différent d'atomes, et aussi si elle a une structure atomique ou métallique plutôt que moléculaire, la substance simple est désignée par le symbole de l'élément.

Par exemple, la substance simple phosphore est désignée par la formule P, car, selon les conditions, le phosphore peut être constitué de molécules avec un nombre d'atomes différent ou avoir une structure polymère.

La formule d'une substance est déterminée en fonction des résultats de son analyse. Par exemple, selon l’analyse, le glucose contient (en poids) du carbone, (en poids) de l’hydrogène et (en poids) de l’oxygène. Par conséquent, les masses de carbone, d’hydrogène et d’oxygène sont liées les unes aux autres par . Notons la formule requise pour le glucose, où sont les nombres d'atomes de carbone, d'hydrogène et d'oxygène dans la molécule. Les masses des atomes de ces éléments sont respectivement égales. La molécule de glucose contient donc du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène. Le rapport de ces masses est égal à . Mais nous avons déjà trouvé cette relation sur la base des données d’analyse du glucose. Ainsi:

Selon les propriétés de proportion :

Par conséquent, dans une molécule de glucose, il y a deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène par atome de carbone. Cette condition est satisfaite par les formules, etc. La première de ces formules est appelée la formule la plus simple ou empirique ; il a un poids moléculaire de 30,02. Afin de connaître la formule vraie ou moléculaire, vous devez connaître le poids moléculaire d'une substance donnée. Lorsqu'il est chauffé, le glucose est détruit sans se transformer en gaz. Mais son poids moléculaire peut être déterminé par les méthodes décrites au chapitre VII : il est égal à 180. D'une comparaison de ce poids moléculaire avec le poids moléculaire correspondant à la formule la plus simple, il apparaît clairement que la formule correspond au glucose.

Après s'être familiarisé avec la dérivation des formules chimiques, il est facile de comprendre comment sont déterminées les valeurs exactes des masses moléculaires. Comme déjà mentionné, les méthodes existantes pour déterminer les poids moléculaires ne donnent dans la plupart des cas pas des résultats entièrement précis. Mais, connaissant au moins approximativement le poids moléculaire et la composition en pourcentage d'une substance, il est possible d'établir sa formule, qui exprime la composition atomique de la molécule. Puisque la masse moléculaire est égale à la somme des masses atomiques des atomes qui la composent, alors en additionnant les masses atomiques des atomes qui composent la molécule, on détermine la masse moléculaire de la substance. La précision de la masse moléculaire trouvée correspondra à la précision avec laquelle la substance a été analysée.

La décision quant à la nécessité de conserver un tel cahier n'est pas venue immédiatement, mais progressivement, avec l'accumulation d'expérience professionnelle.

Au début, il s'agissait d'un espace à la fin du cahier d'exercices – quelques pages pour noter les définitions les plus importantes. Ensuite, les tables les plus importantes y furent placées. Puis est venue la prise de conscience que la plupart des étudiants, pour apprendre à résoudre des problèmes, ont besoin d'instructions algorithmiques strictes, qu'ils doivent avant tout comprendre et mémoriser.

C’est alors qu’est venue la décision de conserver, en plus du cahier d’exercices, un autre cahier obligatoire en chimie : un dictionnaire de chimie. Contrairement aux cahiers d'exercices, qui peuvent même être au nombre de deux au cours d'une même année universitaire, un dictionnaire est un cahier unique pour l'ensemble du cours de chimie. Il est préférable que ce cahier contienne 48 feuilles et une couverture durable.

Nous organisons le matériel de ce cahier comme suit : au début - les définitions les plus importantes, que les enfants copient du manuel ou notent sous la dictée de l'enseignant. Par exemple, dans le premier cours de 8e, c'est la définition de la matière « chimie », la notion de « réactions chimiques ». Durant l'année scolaire en 8e, plus d'une trentaine d'entre eux se cumulent. Je mène des enquêtes sur ces définitions dans certaines leçons. Par exemple, une question orale en chaîne, lorsqu'un élève pose une question à un autre, s'il a répondu correctement, alors il pose déjà la question suivante ; ou, lorsqu'un étudiant se voit poser des questions par d'autres étudiants, s'il ne peut pas répondre, alors ils répondent eux-mêmes. En chimie organique, il s'agit principalement de définitions de classes de substances organiques et de concepts principaux, par exemple « homologues », « isomères », etc.

A la fin de notre ouvrage de référence, le matériel est présenté sous forme de tableaux et de schémas. Sur la dernière page se trouve le tout premier tableau « Éléments chimiques. Signes chimiques. Puis les tableaux « Valence », « Acides », « Indicateurs », « Séries électrochimiques de tensions métalliques », « Séries d'électronégativité ».

Je souhaite surtout m'attarder sur le contenu du tableau « Correspondance des acides aux oxydes d'acide » :

Correspondance des acides aux oxydes d'acide
Oxyde d'acide		Acide
Nom	Formule	Nom	Formule	Résidu acide, valence
monoxyde de carbone(II)	CO2	charbon	H2CO3	CO3(II)
oxyde de soufre(IV)	DONC 2	sulfureux	H2SO3	SO3(II)
oxyde de soufre(VI)	SỐ 3	sulfurique	H2SO4	OS 4 (II)
oxyde de silicium(IV)	SiO2	silicium	H2SiO3	SiO3(II)
oxyde nitrique (V)	N2O5	azote	HNO3	NON 3 (I)
oxyde de phosphore(V)	P2O5	phosphore	H3PO4	OREN 4 (III)

Sans comprendre et mémoriser ce tableau, il devient difficile pour les élèves de 8e de compiler des équations de réaction oxydes d'acide avec des alcalis.

Lorsqu'on étudie la théorie de la dissociation électrolytique, on note des schémas et des règles à la fin du cahier.

Règles de composition des équations ioniques :

1. Les formules des électrolytes forts solubles dans l'eau s'écrivent sous forme d'ions.

2. Les formules des substances simples, des oxydes, des électrolytes faibles et de toutes les substances insolubles sont écrites sous forme moléculaire.

3. Les formules des substances peu solubles du côté gauche de l'équation sont écrites sous forme ionique, à droite - sous forme moléculaire.

Lorsque nous étudions la chimie organique, nous écrivons dans le dictionnaire des tableaux généraux sur les hydrocarbures, les classes de substances contenant de l'oxygène et de l'azote et des diagrammes sur les connexions génétiques.

Grandeurs physiques
Désignation	Nom	Unités	Formules
	une quantité de substance	taupe	= N / N A ; = m/M ; V / V m (pour les gaz)
N / A	constante d'Avogadro	molécules, atomes et autres particules	N A = 6,02 10 23
N	nombre de particules	molécules, atomes et autres particules	N = N A
M	masse molaire	g/mol, kg/kmol	M = m / ; /M/ = M r
m	poids	g, kg	m = M ; m = V
machine virtuelle	volume molaire de gaz	l/mol, m3/kmol	Vm = 22,4 l/mol = 22,4 m 3 / kmol
V	volume	l, m3	V = V m (pour les gaz) ;
	densité	g/ml;	= m/V ; M / V m (pour les gaz)

Pendant les 25 années d'enseignement de la chimie à l'école, j'ai dû travailler sur différents programmes et des manuels scolaires. En même temps, il a toujours été surprenant que pratiquement aucun manuel n’enseigne comment résoudre des problèmes. Au début des études de chimie, pour systématiser et consolider les connaissances dans le dictionnaire, mes élèves et moi dressons un tableau « Grandeurs physiques » avec de nouvelles grandeurs :

Lorsqu’on enseigne aux étudiants comment résoudre des problèmes de calcul, il est très grande importance Je le donne aux algorithmes. Je crois que des instructions strictes pour la séquence d'actions permettent à un élève faible de comprendre la solution de problèmes d'un certain type. Pour les étudiants forts, c'est l'occasion d'atteindre un niveau créatif dans leur formation continue en chimie et leur auto-éducation, car vous devez d'abord maîtriser en toute confiance un nombre relativement restreint de techniques standard. Sur cette base, la capacité de les appliquer correctement à différentes étapes de la résolution de problèmes plus complexes se développera. Par conséquent, j'ai compilé des algorithmes pour résoudre des problèmes de calcul pour tous les types de problèmes de cours scolaires et pour les cours au choix.

Je vais donner des exemples de certains d'entre eux.

Algorithme de résolution de problèmes à l'aide d'équations chimiques.

1. Notez brièvement les conditions du problème et composez une équation chimique.

2. Écrivez les données du problème au-dessus des formules de l'équation chimique et écrivez le nombre de moles sous les formules (déterminé par le coefficient).

3. Trouvez la quantité de substance dont la masse ou le volume est donné dans l'énoncé du problème, à l'aide des formules :

M/M ; = V / V m (pour les gaz V m = 22,4 l / mol).

Écrivez le nombre obtenu au-dessus de la formule dans l'équation.

4. Trouvez la quantité d'une substance dont la masse ou le volume est inconnu. Pour cela, raisonnez selon l’équation : comparez le nombre de taupes selon la condition avec le nombre de taupes selon l’équation. Si nécessaire, faites une proportion.

5. Trouvez la masse ou le volume à l'aide des formules : m = M ; V = Vm.

Cet algorithme est la base que l'étudiant doit maîtriser pour pouvoir à l'avenir résoudre des problèmes en utilisant des équations aux complications diverses.

Problèmes d'excès et de carence.

Si, dans les conditions problématiques, les quantités, masses ou volumes de deux substances en réaction sont connues à la fois, il s'agit alors d'un problème d'excès et de carence.

En le résolvant :

1. Vous devez trouver les quantités de deux substances réagissantes à l’aide des formules :

M/M ; = V/Vm.

2. Écrivez les nombres de taupes résultants au-dessus de l'équation. En les comparant avec le nombre de taupes selon l'équation, tirez une conclusion sur la substance qui présente une carence.

3. En fonction du déficit, effectuez d'autres calculs.

Problèmes sur la fraction du rendement du produit de réaction pratiquement obtenue par rapport à ce qui est théoriquement possible.

À l'aide des équations de réaction, des calculs théoriques sont effectués et des données théoriques sur le produit de réaction sont trouvées : théor. , m théorie. ou théorie V. . Lors de réactions en laboratoire ou dans l'industrie, des pertes se produisent, les données pratiques obtenues sont donc pratiques. ,

Je m'entraîne. ou V pratique. toujours inférieur aux données théoriquement calculées. La part de rendement est désignée par la lettre (eta) et se calcule à l'aide des formules :

(ceci) = pratique. / théorie = m pratique. / m théorie. = V pratique / V théorie.

Il est exprimé en fraction d'unité ou en pourcentage. Trois types de tâches peuvent être distingués :

Si dans l'énoncé du problème les données sur la substance de départ et la fraction du rendement du produit de réaction sont connues, vous devez alors trouver une solution pratique. , je suis pratique ou V pratique. produit de réaction.

Procédure de résolution :

1. Effectuez un calcul en utilisant l'équation basée sur les données de la substance de départ, trouvez la théorie. , m théorie. ou théorie V. produit de réaction ;

2. Trouvez la masse ou le volume du produit de réaction pratiquement obtenu à l'aide des formules :

Je m'entraîne. = m théorique ; V pratique = V théorie. ; pratiquer. = théorique .

Si dans l'énoncé du problème, les données relatives à la substance de départ et à la pratique sont connues. , je suis pratique ou V pratique. le produit résultant, et vous devez trouver la fraction de rendement du produit de réaction.

Procédure de résolution :

1. Calculez à l'aide de l'équation basée sur les données de la substance de départ, trouvez

Théorique. , m théorie. ou théorie V. produit de réaction.

2. Trouvez la fraction de rendement du produit de réaction à l'aide des formules :

Entraînez-vous. / théorie = m pratique. / m théorie. = V pratique /V théorie.

Si les conditions pratiques sont connues dans les conditions problématiques. , je suis pratique ou V pratique. le produit de réaction résultant et sa fraction de rendement, tandis que vous devez trouver des données sur la substance de départ.

Procédure de résolution :

1. Trouvez la théorie, m la théorie. ou théorie V. produit de réaction selon les formules :

Théorique. = pratique / ; m théorie. = m pratique. / ; V théorie. = V pratique / .

2. Effectuez des calculs en utilisant l'équation basée sur la théorie. , m théorie. ou théorie V. produit de la réaction et trouver les données sur la substance de départ.

Bien entendu, nous considérons ces trois types de problèmes progressivement, en pratiquant les compétences nécessaires pour résoudre chacun d'eux en utilisant l'exemple d'un certain nombre de problèmes.

Problèmes sur les mélanges et les impuretés.

Une substance pure est celle qui est la plus abondante dans le mélange, le reste étant constitué d'impuretés. Désignations : masse du mélange – m cm, masse substance pure– m p.h., masse d'impuretés – m env. , fraction massique de substance pure - p.h.

La fraction massique d'une substance pure se trouve à l'aide de la formule : p.h. = m h.v. / m cm, elle est exprimée en fractions de un ou en pourcentage. Distinguons 2 types de tâches.

Si l’énoncé du problème donne la fraction massique d’une substance pure ou la fraction massique d’impuretés, alors la masse du mélange est donnée. Le mot « technique » désigne également la présence d'un mélange.

Procédure de résolution :

1. Trouvez la masse d'une substance pure en utilisant la formule : m h.v. = h.v. m cm

Si la fraction massique des impuretés est donnée, vous devez d'abord trouver fraction massique substance pure : pure = 1 - env.

2. En vous basant sur la masse de la substance pure, effectuez d'autres calculs à l'aide de l'équation.

Si l'énoncé du problème donne la masse du mélange initial et n, m ou V du produit de réaction, vous devez alors trouver la fraction massique de la substance pure dans le mélange initial ou la fraction massique des impuretés qu'il contient.

Procédure de résolution :

1. Calculez à l'aide de l'équation basée sur les données du produit de réaction et trouvez n p.v. et m h.v.

2. Trouvez la fraction massique de la substance pure dans le mélange à l'aide de la formule : p.h. = m h.v. / m voir et fraction massique d'impuretés : env. = 1 - h.v

Loi des relations volumétriques des gaz.

Les volumes de gaz sont liés de la même manière que leurs quantités de substances :

V1 / V2 = 1 / 2

Cette loi est utilisée lors de la résolution de problèmes utilisant des équations dans lesquelles le volume d'un gaz est donné et vous devez trouver le volume d'un autre gaz.

Fraction volumique de gaz dans le mélange.

Vg/Vcm, où (phi) est la fraction volumique de gaz.

Vg – volume de gaz, Vcm – volume de mélange gazeux.

Si la fraction volumique du gaz et le volume du mélange sont donnés dans l'énoncé du problème, alors vous devez tout d'abord trouver le volume du gaz : Vg = Vcm.

Le volume du mélange gazeux se trouve à l'aide de la formule : Vcm = Vg/.

Le volume d'air dépensé pour la combustion d'une substance est déterminé par le volume d'oxygène trouvé par l'équation :

Vair = V(O2) / 0,21

Dérivation de formules de substances organiques à l'aide de formules générales.

Les substances organiques forment des séries homologues qui ont formules générales. Ceci permet:

1. Exprimez le poids moléculaire relatif en fonction du nombre n.

M r (C n H 2n + 2) = 12 n + 1 (2n + 2) = 14n + 2.

2. Associez M r, exprimé par n, au vrai M r et trouvez n.

3. Établissez des équations de réaction dans vue générale et effectuez des calculs dessus.

Dérivation de formules de substances à base de produits de combustion.

1. Analyser la composition des produits de combustion et tirer une conclusion sur la composition qualitative de la substance brûlée : H 2 O -> H, CO 2 -> C, SO 2 -> S, P 2 O 5 -> P, Na 2 CO3 -> Na, C.

La présence d'oxygène dans la substance doit être vérifiée. Désignons les indices dans la formule par x, y, z. Par exemple, CxHyOz (?).

2. Trouvez la quantité de substances dans les produits de combustion à l'aide des formules :

n = m/M et n = V/Vm.

3. Trouvez les quantités d'éléments contenus dans la substance brûlée. Par exemple:

n (C) = n (CO 2), n (H) = 2 ћ n (H 2 O), n (Na) = 2 ћ n (Na 2 CO 3), n (C) = n (Na 2 CO 3) etc

4. Si une substance de composition inconnue a brûlé, il est alors impératif de vérifier si elle contient de l'oxygène. Par exemple, CxНyОz (?), m (O) = m in–va – (m (C) + m(H)).

b) si la densité relative est connue : M 1 = D 2 M 2, M = D H2 2, M = D O2 32,

M = D air 29, M = D N2 28, etc.

Méthode 1 : trouver la formule la plus simple de la substance (voir algorithme précédent) et la masse molaire la plus simple. Comparez ensuite la vraie masse molaire avec la plus simple et augmentez les indices de la formule du nombre de fois requis.

Méthode 2 : trouver les indices à l'aide de la formule n = (e) Mr / Ar(e).

Si la fraction massique de l’un des éléments est inconnue, il faut alors la trouver. Pour ce faire, soustrayez la fraction massique de l'autre élément de 100 % ou de l'unité.

Progressivement, au cours des études de chimie, des algorithmes de résolution de problèmes s'accumulent dans le dictionnaire chimique différents types. Et l’étudiant sait toujours où trouver la bonne formule ou les informations nécessaires pour résoudre un problème.

De nombreux étudiants aiment tenir un tel cahier et le complètent eux-mêmes avec divers documents de référence.

Quant aux activités parascolaires, mes élèves et moi disposons également d'un cahier séparé pour enregistrer les algorithmes permettant de résoudre des problèmes qui vont au-delà programme scolaire. Dans le même cahier, pour chaque type de problème, nous notons 1 à 2 exemples ; ils résolvent le reste des problèmes dans un autre cahier. Et si vous y réfléchissez, parmi les milliers de problèmes différents qui apparaissent lors des examens de chimie dans toutes les universités, vous pouvez identifier 25 à 30 types de problèmes différents. Bien entendu, il existe de nombreuses variantes parmi eux.

En développant des algorithmes pour résoudre des problèmes dans les cours au choix, le manuel des AA m’a beaucoup aidé. Kouchnareva. (Apprendre à résoudre des problèmes de chimie, - M., Ecole - presse, 1996).

La capacité à résoudre des problèmes en chimie est le principal critère de maîtrise créative du sujet. C'est en résolvant des problèmes de différents niveaux de complexité qu'un cours de chimie peut être efficacement maîtrisé.

Si un étudiant a une compréhension claire de tous les types de problèmes possibles et a résolu un grand nombre de problèmes de chaque type, il sera alors en mesure de passer l'examen de chimie sous la forme de l'examen d'État unifié et lors de son entrée dans les universités.

La chimie, comme toute science, requiert de la précision. Le système de présentation des données dans ce domaine de connaissances a été développé au fil des siècles et la norme actuelle est une structure optimisée contenant tous information nécessaire Pour de plus amples travail théorique avec chaque élément spécifique.

Lors de l'écriture de formules et d'équations, il est extrêmement gênant d'utiliser des nombres entiers, et aujourd'hui, une ou deux lettres sont utilisées à cet effet - les symboles chimiques des éléments.

Histoire

Dans le monde antique ainsi qu’au Moyen Âge, les scientifiques utilisaient des images symboliques pour représenter divers éléments, mais ces signes n’étaient pas standardisés. Seulement pour XIIIe siècle Des tentatives sont faites pour systématiser les symboles des substances et des éléments, et à partir du XVe siècle, les métaux nouvellement découverts ont commencé à être désignés par les premières lettres de leurs noms. Une stratégie de dénomination similaire est encore utilisée en chimie à ce jour.

État actuel du système de dénomination

Aujourd’hui, plus de cent vingt éléments chimiques sont connus, dont certains sont extrêmement difficiles à trouver dans la nature. Il n'est pas surprenant qu'au milieu du XIXe siècle, la science connaisse l'existence de seulement 63 d'entre eux, et qu'il n'existait ni un système de dénomination unique ni un système intégral pour présenter les données chimiques.

Le dernier problème a été résolu dans la seconde moitié du même siècle par le scientifique russe D.I. Mendeleev, en s'appuyant sur les tentatives infructueuses de ses prédécesseurs. Le processus de dénomination se poursuit aujourd'hui - il existe plusieurs éléments portant des numéros de 119 et plus, classiquement désignés dans le tableau par l'abréviation latine de leur numéro de série. La prononciation des symboles des éléments chimiques de cette catégorie s'effectue selon les règles latines de lecture des chiffres : 119 - ununenniy (littéralement « cent dix-neuvième »), 120 - unbiniliy (« cent vingtième ») et ainsi de suite .

La plupart des éléments ont leurs propres noms, dérivés de racines latines, grecques, arabes et allemandes, reflétant dans certains cas les caractéristiques objectives des substances et, dans d’autres, agissant comme des symboles non motivés.

Étymologie de certains éléments

Comme mentionné ci-dessus, certains noms et symboles d’éléments chimiques sont basés sur des caractéristiques objectivement observables.

Le nom phosphore qui brille dans le noir vient de l’expression grecque « apporter la lumière ». Lorsqu'ils sont traduits en russe, de nombreux noms « révélateurs » sont révélés : chlore - « verdâtre », brome - « nauséabond », rubidium - « rouge foncé », indium - « couleur indigo ». Étant donné que les symboles chimiques des éléments sont donnés en lettres latines, le lien direct du nom avec la substance pour un russophone passe généralement inaperçu.

Il existe également des associations de noms plus subtiles. Ainsi, le nom sélénium vient du mot grec signifiant « Lune ». Cela est dû au fait que dans la nature, cet élément est un satellite du tellure, dont le nom en grec signifie aussi « Terre ».

Le niobium est également nommé de la même manière. Selon la mythologie grecque antique, Niobé est la fille de Tantale. L'élément chimique tantale a été découvert plus tôt et ses propriétés sont similaires à celles du niobium - ainsi, la connexion logique « père-fille » a été projetée sur les « relations » des éléments chimiques.

De plus, ce n'est pas un hasard si le tantale a reçu son nom en l'honneur d'un célèbre personnage mythologique. Le fait est que l'obtention de cet élément sous sa forme pure s'est avérée semée d'embûches, c'est pourquoi les scientifiques se sont tournés vers l'unité phraséologique « farine de tantale ».

Encore un curieux fait historique est que le nom platine se traduit littéralement par « argent », c'est-à-dire quelque chose de similaire, mais pas aussi précieux que l'argent. La raison en est que ce métal fond beaucoup plus difficilement que l'argent et n'a donc pas été utilisé pendant longtemps et n'avait pas de valeur particulière.

Principe général de dénomination des éléments

Lorsque l’on regarde le tableau périodique, la première chose qui attire l’attention, ce sont les noms et les symboles des éléments chimiques. C'est toujours un ou deux des lettres, dont le premier est le capital. Le choix des lettres est déterminé par le nom latin de l'élément. Malgré le fait que les racines des mots proviennent du grec ancien, du latin et d'autres langues, selon la norme de dénomination, des terminaisons latines leur sont ajoutées.

Il est intéressant de noter que la plupart des symboles seront intuitifs pour un russophone : l'aluminium, le zinc, le calcium ou le magnésium peuvent être facilement mémorisés par un étudiant du premier coup. La situation est plus compliquée avec les noms qui diffèrent dans les versions russe et latine. Il faudra peut-être beaucoup de temps à un étudiant pour se rappeler que le silicium est du silicium et que le mercure est de l'hydrargyrum. Cependant, vous devrez vous rappeler ceci : image graphique chaque élément est axé sur le nom latin de la substance, qui apparaîtra dans formules chimiques et des réactions comme Si et Hg, respectivement.

Pour mémoriser de tels noms, il est utile que les élèves fassent des exercices comme : « Faire correspondre le symbole d’un élément chimique et son nom ».

Autres méthodes de dénomination

Les noms de certains éléments proviennent arabe et ont été « stylisés » en latin. Par exemple, le sodium tire son nom d’une racine signifiant « matière bouillonnante ». Les racines arabes peuvent également être retrouvées dans les noms de potassium et de zirconium.

Il a également eu une influence Allemand. De là viennent les noms d'éléments tels que le manganèse, le cobalt, le nickel, le zinc, le tungstène. Le lien logique n’est pas toujours évident : par exemple, nickel est l’abréviation du mot signifiant « diable de cuivre ».

Dans de rares cas, les noms étaient traduits en russe sous forme de papier calque : l'hydrogénium (littéralement « donner naissance à l'eau ») s'est transformé en hydrogène, et le carboneum en carbone.

Noms et noms de lieux

Plus d'une douzaine d'éléments portent le nom de divers scientifiques, dont Albert Einstein, Dmitri Mendeleev, Enrico Fermi, Ernest Rutherford, Niels Bohr, Marie Curie et d'autres.

Certains noms proviennent d'autres noms propres : noms de villes, d'états, de pays. Par exemple : moscovium, dubnium, europium, tennessine. Tous les toponymes ne sembleront pas familiers à un locuteur natif russe : il est peu probable qu'une personne sans préparation culturelle reconnaisse dans le mot nihonium le nom propre du Japon - Nihon (lit. : Pays du Soleil Levant), et dans hafnia - la version latine de Copenhague. Trouver même le nom de votre pays d'origine dans le mot ruthénium n'est pas une tâche facile. Néanmoins, la Russie est appelée Ruthénie en latin et le 44e élément chimique porte son nom.

Les noms de corps cosmiques apparaissent également dans le tableau périodique : les planètes Uranus, Neptune, Pluton, Cérès. Outre les noms de personnages de la mythologie grecque antique (Tantale, Niobium), il existe également des noms scandinaves : thorium, vanadium.

Tableau périodique

Dans le tableau périodique qui nous est familier aujourd'hui, du nom de Dmitri Ivanovitch Mendeleïev, les éléments sont présentés en lignes et en périodes. Dans chaque cellule, un élément chimique est désigné par un symbole chimique, à côté duquel d'autres données sont présentées : son nom complet, son numéro de série, la répartition des électrons à travers les couches, sa masse atomique relative. Chaque cellule a sa propre couleur, qui dépend si l'élément s-, p-, d- ou f- est mis en surbrillance.

Principes d'enregistrement

Lors de l'écriture des isotopes et des isobares, le nombre de masse est placé en haut à gauche du symbole de l'élément - le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau. Dans ce cas, le numéro atomique, qui est le nombre de protons, est placé en bas à gauche.

La charge de l’ion est inscrite en haut à droite, et du même côté en dessous est indiqué le nombre d’atomes. Les symboles des éléments chimiques commencent toujours par une lettre majuscule.

Options d'enregistrement nationales

La région Asie-Pacifique possède ses propres variantes d'écriture des symboles pour les éléments chimiques, basées sur moyens locaux des lettres. Le système de notation chinois utilise des signes radicaux suivis de caractères dans leur signification phonétique. Les symboles des métaux sont précédés du signe « métal » ou « or », des gaz - du radical « vapeur », des non-métaux - du hiéroglyphe « pierre ».

Dans les pays européens, il existe également des situations où les signes des éléments enregistrés diffèrent de ceux enregistrés dans les tableaux internationaux. Par exemple, en France, l'azote, le tungstène et le béryllium ont leur propre nom dans la langue nationale et sont indiqués par des symboles correspondants.

Enfin

Pendant vos études scolaires ou même supérieures établissement d'enseignement, il n'est pas du tout nécessaire de mémoriser le contenu de l'intégralité du tableau périodique. Vous devez garder à l’esprit les symboles chimiques des éléments que l’on retrouve le plus souvent dans les formules et les équations et rechercher de temps en temps ceux qui sont moins utilisés sur Internet ou dans un manuel.

Cependant, afin d'éviter les erreurs et les confusions, vous devez savoir comment les données du tableau sont structurées, dans quelle source trouver les données requises et vous rappeler clairement quels noms d'éléments diffèrent dans les versions russe et latine. Sinon, vous pourriez accidentellement confondre Mg avec du manganèse et N avec du sodium.

Pour vous entraîner au stade initial, faites les exercices. Par exemple, fournissez les symboles des éléments chimiques pour une séquence aléatoire de noms du tableau périodique. Au fur et à mesure que vous gagnerez en expérience, tout se mettra en place et la question de la mémorisation de ces informations de base disparaîtra d'elle-même.

signes chimiques

SIGNES CHIMIQUES (symboles chimiques) désignations de lettres d'éléments chimiques. Composé de la première ou de la première et de l'une des lettres suivantes du nom latin de l'élément, par exemple carbone - C (Carboneum), calcium - Ca (Calcium), cadmium - Cd (Cadmium). Pour désigner des nucléides, on ajoute à leurs signes chimiques en haut à gauche un numéro de masse, et parfois un numéro atomique en bas à gauche par exemple. Les symboles chimiques sont utilisés pour écrire des formules chimiques.

Signes chimiques

symboles chimiques, désignations de lettres abrégées d'éléments chimiques. Moderne Z. x. (voir tableau) sont constitués de la première lettre ou de la première et de l'une des lettres suivantes du nom latin des éléments. Dans les formules chimiques et les équations chimiques, chaque Z. x. exprime, en plus du nom d'un élément, une masse relative égale à sa masse atomique. Désigner les isobares et les isotopes à leur Z. x. un numéro de masse est attribué en haut à gauche (parfois vers la droite) ; Le numéro atomique est écrit en bas à gauche. S’ils veulent désigner non pas un atome neutre, mais un ion, alors la charge de l’ion est placée en haut à droite. Le nombre d'atomes d'un élément donné dans la molécule est indiqué en bas à droite. Exemples : ═≈ ion isotopique du chlore à charge unique (numéro atomique 17, numéro de masse 35) ; ═≈ molécule diatomique du même isotope. Les isobares de l'argon et du calcium sont respectivement désignées par ═i. Donné dans le tableau Z. x. sont internationaux, mais avec eux, dans certains pays, des signes dérivés des noms nationaux des éléments sont utilisés. Par exemple, en France, au lieu de Z. x. l'azote N, le béryllium Be et le tungstène W sont pris Az (Azote), Gl (Glucinium) et Tu (Tungstène). Aux États-Unis, Cb (Columbium) est souvent utilisé à la place du symbole niobium Nb. Les noms et symboles des éléments portant les numéros atomiques 102 et 103 (« nobelium » et « lawrencium ») ne sont généralement pas acceptés. Référence historique. Chimistes ancien monde et le Moyen Âge utilisait des images symboliques, des abréviations de lettres, ainsi que des combinaisons des deux pour désigner des substances, des opérations chimiques et des instruments (voir. riz.). Les sept métaux de l'Antiquité étaient représentés avec les signes astronomiques des sept corps célestes : le Soleil (or), la Lune (argent), Jupiter (étain), Vénus (cuivre), Saturne (plomb), Mercure (mercure), Mars. (fer). Les métaux découverts aux XVe-XVIIIe siècles - bismuth, zinc, cobalt - étaient désignés par les premières lettres de leur nom. Le signe de l'alcool de vin (du latin spiritus vini) est composé des lettres S et V. Les signes de la vodka forte (du latin aqua fortis, acide nitrique) et de la vodka dorée (du latin aqua regis, aqua regia, un mélange d'acide chlorhydrique et nitrique) acides) sont constitués du signe de l'eau Ñ ​​et lettres majuscules F, respectivement R. Le signe en verre (latin vitrum) est formé de deux lettres V ≈ droites et inversées. Tentatives d'organisation de l'ancien Z. x. se poursuivit jusqu'à la fin du XVIIIe siècle. Au début du 19ème siècle. Le chimiste anglais J. Dalton a proposé de désigner les atomes d'éléments chimiques par des cercles à l'intérieur desquels étaient placés des points, des lignes, les premières lettres des noms anglais des métaux, etc. Les Daltons gagnèrent une certaine popularité en Grande-Bretagne et en Europe occidentale, mais furent bientôt supplantés par la chimie purement basée sur les lettres, proposée par le chimiste suédois I. Ya. Berzelius en 1814. Les principes qu'il exprima pour la compilation de la chimie. ont conservé leurs forces jusqu'à ce jour ; ils sont indiqués au début de l'article. En Russie, le premier message imprimé sur Z. x. Berzelius a été fabriqué en 1824 par le médecin moscovite I. Ya. Zatsepin. Signes, noms, numéros atomiques et masses atomiques des éléments chimiques Signe* Nom latin Nom russe Numéro atomique Masse atomique** Signe* Nom latin Nom russe Numéro atomique Masse atomique** Ac Actinium Actinium 89 [ 227] Mg Mgnesiom Magnesium 12 24.305 Ag Argentum Argent 47 107,8680 Mn Manganum Manganèse 25 54,9380 Al Aluminium Aluminium 13 26,98154 Mo Molebdaenum Molybdène 42 95,94 Am Americium Americium 95 N Nitrogenium Azote 7 14,0067 Ar Argonum Argon 18 39,948 Na Natrium Sodium 11 22,9 8977 As Arsenicum Arsenic 33 74.9216 Nb Niobium Niobium 41 92.9064 At Astatium Astatine 85 Nd Néodyme Néodyme 60 144.24 Au Aurum Or 79 196.9665 Ne Neonum Néon 10 20.179 B Borum Bore 5 10.810 Ni Niccolum Nickel 28 58, 71 Ba Baryum Baryum 56 137.34 (No) (Nobelium) (Nobelium ) 102 Be Béryllium Béryllium 4 9.01218 Np Neptunium Neptunium 93 237.0482 Bi Bismuthum Bismuth 83 208.9804 O Oxygenium Oxygène 8 15.9994 Bk Berkelium Berkeley th 97 Os Osmium Osmium 76 190.2 Br Bromum Brome 35 79.904 P Phosphore Phosphore 15 30 .97376 C Carboneum Carbone 6 12,011 Pa Protactinium Protactinium 91 231,0359 Ca Calcium Calcium 20 40,08 Pb Plumbum Plomb 82 207,2 Cd Cadmium Cadmium 48 112,40 Pd Palladium Palladium 46 106,4 Ce Cérium Cérium 58 140,12 Pm Prométhium Prométhium 61 Cf Californium California 98 Po Polonium Polonium 84 Cl Chlore Chlore 17 35,453 Pr Praséodyme Pra séodyme 59 140,9077 Cm Curium Curium 96 Pt Platine Platine 78 195, 09 Co Cobaltum Cobalt 27 58.9332 Pu Plutonium Plutonium 94 Cr Chrome Chrome 24 51.996 Ra Radium Radium 88 226.0254 Cs Césium Césium 55 132.9054 Rb Rubidium Rubidium 37 85.4678 Cu Cuprum Cuivre 29 63,546 Ré Rhénium Rhénium 75 186,2 Dy Dysprosium Dysprosium 66 162,50 Rh Rhodium Rhodium 45 102,9055 Er Erbium Erbium 68 167,26 Rn Radonum Radon 86 Es Einsteinium Einsteinium 99 Ru Ruthénium Ruthénium 44 101,07 Eu Europium Europium 63 151,96 S Soufre Soufre 16 32,0 6 F Fluor Fluor 9 18,99840 Sb Stibium Antimoine 51 121,75 Fe Ferrum Fer 26 55,847 Sc Scandium Scandium 21 44,9559 Fm Fermium Fermium 100 Se Sélénium Sélénium 34 78,96 Fr Francium Francium 87 Si Silicium Silicium 14 28,086 Ga Gallium Gallium 31 69,72 Sm Samarium Samarium 62 150,4 Gd Gadolinium Gadolinium 64 157,25 Sn Stannum Étain 50 118 0,69 Ge Germanium Germanium 32 72,59 Sr Strontium Strontium 38 87,62 H Hydrogénium Hydrogène 1 1,0079 Ta Tantale Tantale 73 180,949 He Hélium Hélium 2 4,00260 Tb Terbium Terbium 65 158,9254 Hf Hafnium Hafnium 72 178,49 Tc Technétium Technétium 43 98,9062 Hg Hydrargyrum Mercure 80 200,59 Te Tellure Tellur ium 52 127,60 Ho holmium Holmium 6 7 164,9304 Th Thorium Thorium 90 232,0381 I IODUM IOD 53 126,9045 TITANE Titan 22 47,90 in Indium Inde 49 114,82 TLLIUM Thalium 81 204,37 IRIDIUM IRIDIM 77 192,22 TM Thulium Tulia 69 168,934 2 k kalium Potassium 19 39,098 U Uranium Uranium 92 238,0 29 Kr Kryptonum Krypton 36 83,80 V Vanadium Vanadium 23 50,94 Ku Kurtschatovim Kurchatovim 104 W Wolframium Tungstène 74 183,85 La Lanthane Lanthane 57 138,9055 Xe Xénonum Xénon 5 4 131,30 Li Lithium Lithium 3 6,941 Y Yttrium Yttrium 39 88,9059 (Lr) (Lawrencium) 103 Yb Ytterbium Ytterbium 70 173,04 Lu Lutetium L utétium 71 174,97 Zn Zincum Zinc 30 65,38 Md Mendelevium Mendelevium 101 Zr Zirconium Zirconium 40 91, 22 * ​​Les signes non courants et les noms des éléments portant les numéros atomiques 102 et 103 sont indiqués entre parenthèses. ** Les masses atomiques sont données sur l'échelle du carbone (la masse atomique de l'isotope du carbone 12C est exactement 12) et correspondent au tableau international 197

Les nombres de masse des isotopes des éléments radioactifs à vie la plus longue sont indiqués entre crochets.

Lit. : Lomonossov M.V., complet. collection soch., tome 2, M. ≈ L., 1951, p. 706≈709 ; Jua M., Histoire de la chimie, trad. de l'italien, M., 1966 ; Crosland M. P., Études historiques sur le langage de la chimie, L., 196

Dictionnaire Ouchakov

Chimie

salut Miya, chimie, PL. Non, épouses (grec chimie). La science de la composition, de la structure, des changements et des transformations, ainsi que la formation de nouveaux éléments simples et substances complexes. La chimie, dit Engels, peut être appelée la science des changements qualitatifs dans les corps qui se produisent sous l'influence de changements dans la composition quantitative. Chimie organique. Chimie inorganique. Chimie appliquée. Chimie théorique. Cours de chimie.

| quoi. Propriétés chimiques de quelque chose scientifique). Chimie pétrolière.

Dictionnaire encyclopédique

Chimie

(peut-être du grec Chemia - Chemiya, l'un des noms anciens Egypte), une science qui étudie les transformations de substances accompagnées de changements dans leur composition et (ou) leur structure. Les procédés chimiques (obtention de métaux à partir de minerais, teinture de tissus, habillage du cuir, etc.) ont été utilisés par l'humanité dès l'aube de sa vie culturelle. Aux IIIe-IVe siècles. L'alchimie est née, dont la tâche était de transformer les métaux communs en métaux nobles. Depuis la Renaissance, la recherche chimique est de plus en plus utilisée à des fins pratiques (métallurgie, verrerie, production de céramiques, peintures) ; Une branche médicale spéciale de l'alchimie est également apparue : la iatrochimie. En 2ème mi-temps. 17ème siècle R. Boyle a donné la première définition scientifique du concept "élément chimique". La période de transformation de la chimie en une véritable science s'est terminée au 2ème semestre. XVIIIe siècle, lorsque fut formulée la loi de conservation de la masse dans les réactions chimiques (voir aussi M.V. Lomonosov, A. Lavoisier). Au début. 19ème siècle J. Dalton a posé les bases de l'atomisme chimique, A. Avogardo a introduit le concept "molécule". Ces concepts atomiques-moléculaires n’ont été établis que dans les années 60. 19ème siècle Dans le même temps, A. M. Butlerov a créé la théorie de la structure des composés chimiques et D. I. Mendeleev a découvert la loi périodique (voir. Tableau périodiqueéléments de Mendeleïev). À partir de la fin 19 - début 20e siècles la direction la plus importante La chimie était l'étude des lois des processus chimiques. Dans la chimie moderne, ses domaines individuels sont la chimie inorganique, la chimie organique, la chimie physique, chimie analytique, la chimie des polymères est devenue une science largement indépendante. À l'intersection de la chimie et d'autres domaines de connaissances, par exemple, sont apparues la biochimie, l'agrochimie et la géochimie. Ces lois sont basées sur les lois de la chimie Sciences techniques, comme la technologie chimique, la métallurgie.

Dictionnaire d'Ojegov

X ET MIA, Et, et.

1. La science de la composition, de la structure, des propriétés des substances et de leurs transformations. X inorganique. Bio x. Physique x. (basé sur les principes généraux de la physique).

2. quoi. La composition elle-même, les propriétés des substances et leurs transformations. X. glucides. X. huile.

3. collecté Produits chimiques. Ménage x.

4. Une façon d'influencer quelqu'un. utiliser des produits chimiques (familier). Faire de la chimie (curling utilisant de tels moyens). Suivre un cours de chimie (c'est-à-dire un traitement utilisant de tels médicaments, une chimiothérapie). Plantations traitées avec des produits chimiques (produits chimiques).

| adj. chimique, oh, oh.

Dictionnaire d'Efremova

Chimie

1. et.
   1. :
      1. Discipline scientifique, étudiant les substances, leur composition, leur structure, leurs propriétés et leurs transformations mutuelles.
      2. Un sujet contenant base théorique de cette science.
      3. décomposition Un manuel décrivant le contenu d'une matière académique donnée.
   2. Application pratique de cette science et de ses lois dans la production, l'industrie, etc.
   3. Composition qualitative de qch.
   4. décomposition Préparations, produits chimiques, solutions, etc., utilisés dans la production et dans la vie quotidienne.
   5. décomposition Produits alimentaires ne contenant presque aucun ingrédient naturel.
   6. trans. décomposition Permanente.

Encyclopédie de Brockhaus et Efron

Chimie

La signification originale et l’origine de ce mot sont inconnues ; il est possible qu'il s'agisse simplement d'un ancien nom pour le nord de l'Égypte, auquel cas Chemi science signifie science égyptienne ; mais puisque Chemi, outre l'Égypte, signifiait aussi noir, et que μελάνοσις (noircissement) était considéré comme une opération inévitable dans la transformation des métaux, il se peut que τέχνη τής χημείας - Olympiodore, soit l'art de préparer cette substance noircissante (cf. H. Kopp , "Geschichte der Chemie", II, 1844, 4 - 6, et M. Berthelot, "Introduction à l'étude de la chimie des anciens et du moyen bge", 1889). "De la plupart des autres sciences X. dans son développement se distingue par le fait que son objectif a été compris différemment à différents moments... Alors que dans d'autres domaines de l'activité spirituelle, quelle que soit l'attitude à leur égard à d'autres périodes, le but était toujours clairement reconnu et il était constamment maintenu dans esprit, dans Cela n’est pas observé du tout dans l’histoire de X. Cette science change non seulement le choix des moyens auxiliaires et des applications, mais aussi la tâche entière et les conditions de son existence (cf. Alchimie, Iatrochimistes, Phlogistique)... A l'heure actuelle, poursuit G. Kopp (« Geschichte der Chemie », I , 1843, 5), la tâche de X., prise en elle-même (an und f ür sich), est la décomposition des composés en leurs composants et la formation de composés à partir des composants à nouveau [Cette définition date retour à milieu du XVIIe siècle table., quand Lemery, dans son "Cours de Chymie", dit que "La Chymie est un art, qui enseigne a s é parer les différentes substances qui se rencontrent dans un mixte" (Corr. "Geschich.". II, 8) , et Steel y ajouta « et l'art de former à nouveau des mélanges à partir des éléments constitutifs » (Corr, l. p.). La notion de composants des mélanges a changé ; le moderne a déjà été esquissé par Boyle, mais n'a été généralement accepté qu'après Lavoisier (voir Lavoisier et Phlogiston).]. La tâche est donc de connaître la composition de tous les corps et exactement comment ils sont formés et comment ils peuvent l'être. " D. I. Mendeleev ("Fundamentals of X.", 6e éd., 1895, 2) définit X. comme naturel - la science historique, dont le sujet immédiat est « l'étude des substances homogènes, à partir desquelles sont composés tous les corps du monde, leurs transformations et les phénomènes qui accompagnent ces transformations. » D'après W. Ostwald, « Grundlinien der anorg. Ch.”, 1900, 1), « ces transformations peuvent être divisées en deux grands groupes, pas tout à fait strictement séparés. Parfois, les transformations ne concernent qu'une ou quelques relations et propriétés du corps étudié ; parfois ils sont tels que le corps étudié disparaît en tant que tel et que de nouveaux corps aux propriétés nouvelles apparaissent à sa place. Les phénomènes du premier type sont inclus dans le domaine de la physique, le second dans le domaine de X.", et, à titre d'exemple, Ostwald considère la relation entre le soufre et les chocs mécaniques (la position relative du corps change, mais le la couleur, le poids, etc., soi-disant, ne changent pas ses propriétés physiques), à un faible chauffage (la température, la densité et le changement de volume, la pression de vapeur, les autres (?) propriétés restent inchangées), à l'électrification et constate que les phénomènes de ce genre doit être considéré comme physique, mais « si nous apportons (l. p., 2) un morceau de soufre qui entre en contact avec le feu, il s'enflamme et brûle avec une flamme bleue. En même temps, l'odeur bien connue du soufre brûlé se fait sentir, et après un certain temps de combustion, le soufre en tant que tel disparaît : il a brûlé. Au cours de ce processus, non seulement les propriétés individuelles du soufre changent, mais... à la place, quelque chose d'autre s'est formé ; On peut en juger par l'odeur qui est apparue simultanément au début du phénomène, mais qui n'était pas perceptible auparavant. Dans ce cas, le soufre a participé au processus chimique... La science de X. a pour tâche d'établir les lois de toutes ces transformations. " Dans d'autres manuels, les transformations physiques sont définies comme celles dans lesquelles les propriétés de la matière restent inchangées, tandis que son état originel est restauré ; au cours du processus. De plus, il est impossible de diviser mécaniquement une partie homogène donnée d'un système en transformation en parties hétérogènes, du moins si l'on part d'un corps physiquement homogène ; comme, par exemple. , le chauffage de la glace, sa fonte, la transformation de l'eau liquide résultante en vapeur lors de l'ébullition sont des processus physiques, car lorsque la température (et la pression) d'origine est rétablie, la glace apparaît dans la même quantité avec toutes les propriétés physiques qui lui sont inhérentes. dans les conditions données. propriétés; et bien qu'à la température de fusion de la glace, nous puissions avoir la substance de l'eau simultanément dans trois états - solide (glace), liquide (eau) et gazeux (vapeur) et nous pouvons les séparer mécaniquement (la glace peut, par exemple, être filtrée de eau liquide), mais ni la glace, ni l'eau, ni la vapeur ne peuvent plus être séparées en substances physiquement différentes par aucun moyen mécanique connu. Si la glace est évaporée et la vapeur résultante est chauffée à une température de 1500° - 2000°, alors par un processus mécanique (utilisant la diffusion, voir Dissociation), il est possible d'isoler de la masse de vapeurs surchauffées un gaz différent d'eux dans propriétés (un mélange d’hydrogène et d’oxygène). En se refroidissant, l'eau inchangée seule se transformera en glace, et le corps gazeux, recueilli séparément et rapidement refroidi, conservera sa nature gazeuse ; ce sera donc un exemple de transformation chimique de la glace. Même s'il est facile d'en trouver beaucoup plus dans les manuels exemples similaires , et bien que la division des transformations de la matière en physiques et chimiques soit consacrée par le temps, elle est sans aucun doute nettement unilatérale, et donc incorrecte. Ostwald a tort simplement parce que dans son exemple il compare des transformations tout à fait incomparables. Les changements dans les propriétés du soufre qui se produisent lorsque son « énergie de position » change peuvent être laissés de côté ; théoriquement, ils sont nécessaires, mais, en tout cas, si insignifiants qu'ils deviennent insaisissables non seulement avec l'aide de nos sens, mais aussi avec l'aide des sens perfectionnés par les instruments modernes les plus sensibles. Lorsqu'on chauffe faiblement le soufre, on est confronté aux phénomènes suivants. Le système étudié, qu'Ostwald appelle soufre, doit être considéré comme composé de deux composants indépendants (voir règle de phase) : le soufre et l'oxygène de l'air. [L'azote et tous les autres composants gazeux qui le composent participent trop peu à la transformation, à l'exception peut-être de traces d'humidité - voir Phénomènes de contact - et donc leur présence peut être ignorée] ; c'est dans de telles conditions de température (surfondues) que, grâce à la résistance passive, l'interaction entre ces corps est quasiment impossible, ou, si elle se produit, alors à une vitesse si insignifiante, proche de zéro, qu'on est totalement incapable de l'attraper. On peut donc considérer l'ensemble du système comme étant dans un état de faux équilibre (faux équilibre) de Duhem, par ailleurs instable (cf. A. Gorbov, « Law of Phases », dans « Physio-Mathematical Yearbook », II), capable de changer les conditions d'équilibre pour achever la transformation ; le soufre, considéré séparément, c'est-à-dire en négligeant sa réaction infiniment lente avec l'oxygène, on peut considérer comme un système monovariant d'un terme (soufre solide + vapeur en présence de deux facteurs d'équilibre externes : température et pression), et on sait que le les lois auxquelles un tel système est soumis (voir Phase Rule, l. p.) ne sont pas différentes des lois auxquelles est soumis tout système monovariant avec un certain nombre de termes indépendants, un système de combinaison CaO + CO 2 (ou de dissociation CaCO 3), Par exemple. ; au sens mécanique, le soufre solide et ses vapeurs forment un système indifféremment stable. Mais chauffons soufre + oxygène à environ 500° ; maintenant leur interaction commence le long de la surface de contact, accompagnée de l'apparition de lumière et de chaleur (le système était en surfusion) : le soufre, comme on dit habituellement, brûle, mais l'oxygène brûle également lorsqu'il rencontre de la vapeur de soufre ; pour les deux termes, la mesure de stabilité en contact mutuel est dépassée par l'échauffement, et le système est devenu instable, et il est évident qu'il est illégal de rapprocher l'état indifféremment stable du soufre avec l'état instable de son propre + oxygène ; et tandis que le soufre restait dans un état indifféremment stable, alors, répétons-le encore une fois, les changements physiques de ses propriétés obéissaient à la même loi que la transformation « chimique » dans le système CaO + CO 2. Avec un très léger changement, ce qui vient d'être dit s'applique également à un système chauffé : glace, eau liquide et sa vapeur. Tant que la glace et l'eau liquide sont chauffées seules, pour un volume donné du système il est possible (dans toute une gamme de températures et de pressions) la coexistence de deux phases : glace + vapeur, glace + eau liquide, eau liquide + vapeur; ce sont tous des systèmes monovariants et, en tant que tels, ne diffèrent pas de la craie dissociée, du trichlorure d'iode (dissociant) résultant (voir Phase Rule, l.p.), c'est-à-dire des systèmes pour lesquels on suppose généralement que ce qui se produit dans leurs transformations n'est pas de une nature physique, mais de nature chimique. Mais nous avons surchauffé la vapeur d'eau, à l'aide d'une technique spéciale (diffusion). [De cette façon, un nouveau facteur est introduit dans les conditions d'équilibre du système, à savoir la tension capillaire, et il est très possible que cela change la nature de l'équilibre (cf. note suivante).] nous avons réussi à séparer une partie d'un tel système, et nous nous supposons que la masse de vapeur restante non séparée diffère par ses propriétés physiques de la partie séparée, qu'elle ne diffère de la vapeur ordinaire que par une autre teneur énergétique plus élevée ; mais, évidemment, ce n’est là qu’une hypothèse, quoique peut-être la plus simple et la plus probable ; Quant au « mélange explosif » surfondu, il ne peut pas être comparé à l’eau, car une telle comparaison serait aussi infructueuse que de comparer de l’eau surfondue avec de la glace de même température ; un système (eau surfondue) est instable, avec des résistances passives (selon Gibbs), l'autre est indifféremment stable, au moins en présence de deux facteurs d'équilibre externes : température et pression [Nous construirons une batterie à gaz Grove à partir d'hydrogène, d'oxygène et de l'eau, c'est-à-dire Nous y introduirons plusieurs facteurs d'équilibre supplémentaires, et il deviendra l'équilibre, et ses transformations seront réversibles même à température ordinaire.]. En résumant ce qui précède, nous arrivons à la conclusion que les définitions habituelles de X. sont quelque peu étroites, et la plus générale est la suivante : X. est une science exacte d'histoire naturelle qui étudie les lois des changements dans l'état de la matière [At en même temps, la question de l'unité ou de la complexité de cette matière n'est pas du tout prédéterminée.] ; elle les classe autour de composés « chimiques », et ces derniers autour de variétés particulières et persistantes de matière appelées « éléments » (pour le sens des expressions « composé chimique » et « élément » voir ci-dessous la loi de constance de composition). Il est possible, dans cette étude, d'appeler physiques les changements réversibles de l'état de la matière et de les distinguer des transformations « chimiques » qui, dans nos conditions, sont irréversibles et se déroulent unilatéralement, mais nous devons nous rappeler que jusqu'à récemment, et entre ces transformations, certaines ont été reconnues comme physiques, comme par exemple le passage de liquides surfondus à l'état solide, la cristallisation de solutions sursaturées [Si de telles solutions ne sont pas considérées du point de vue de la concentration de termes indépendants, mais du point de vue de l'influence de la température sur eux, en tant que facteur externe d'équilibre, alors ils devraient également être reconnus comme des systèmes surfondus.], bien qu'ils ne diffèrent en rien des phénomènes « chimiques », tels que : un explosion de peroxyde d'hydrogène liquide, d'ozone liquide, d'un mélange explosif (hydrogène avec oxygène, chlore avec hydrogène [Les observations ont montré que le mélange d'oxygène avec l'hydrogène est également affecté par la lumière, accélérant la transformation.]), etc. De ce point de vue, il est clair que les informations habituellement rapportées en chimie sont unilatérales et fragmentaires, et qu'elles doivent être complétées par de nombreuses données habituellement incluses dans les cours de physique, les cours de cristallographie, etc. etc., et qui n'ont été intégrés que récemment dans les soi-disant manuels. chimie physique. L'évolution prévue a commencé relativement récemment et il est impossible de prévoir le volume de X. même dans un avenir proche, mais dans une certaine mesure, Mach a raison lorsqu'il dit que « dans les temps modernes, de nombreuses relations entre la physique et X. ont été La vieille idée selon laquelle X. peut être considéré comme de la physique appliquée, en particulier de la mécanique appliquée, en a reçu un nouvel encouragement... En l'absence d'une vision préconçue, il semble plus probable que X. du futur embrassera la physique, et non l'inverse » (« Prinzipien der Wärmelehre », 1900, 5, 354) ; Il ne fait aucun doute que les deux sciences bénéficieront de l'homogénéité si tous les départements dans lesquels sont étudiés les changements de l'état de la matière, en fonction des changements dans son apport d'énergie, sont transférés de la physique à X.

Lois et hypothèses X. Les lois fondamentales de X. peuvent être divisées en lois générales qualitatives et quantitatives générales. Lois qualitatives.

I. Entre eux au premier plan doit être placé Loi de phase de Gibbs ; cela a déjà été dit plus haut (voir Phase Rule, l. p.) et nous pouvons ici nous limiter à indiquer que le plus expression générale c'est là:

v = n + e - r,

Où v- le nombre de variations indépendantes des facteurs d'équilibre externes et internes du système ou le nombre de ses degrés de liberté ; n- le nombre de ses termes indépendants (facteurs d'équilibre interne), ou le nombre de corps dont la concentration peut être modifiée de manière indépendante ; e- le nombre de facteurs externes d'équilibre (tels que : température, pression, tension capillaire, force d'excitation électrique, diverses tensions de gravité, etc.) ; r- le nombre de phases, c'est-à-dire d'états physiquement distincts de la matière, séparés (r-1) nombre d'interfaces. Cette expression découle des articles de Gibbs lui-même, mais a été écrite pour la première fois par Wald (« Zeitschrift f. Ph. Ch. » 18, 1895, 346), et donc en mots (cf. A. Gorbov, « The Law of Phases ", "Phys. Mat. . Yearly.", II), que chaque nouveau corps entrant dans le système, et chaque nouveau facteur externe de son équilibre, augmente d'un le degré de liberté du système (le nombre de phases possibles, possibles variations indépendantes de température, de pression, etc.), et Chaque nouvelle phase ou interface nouvellement formée réduit ce degré de liberté de 1. La loi des phases est un fil conducteur méconnu dans l'étude des transformations de la matière.

II. La deuxième loi qualitative générale qui détermine la direction de la transformation est Loi Gibbs-Le Chatelier , qui affirme que « tout changement dans un facteur d’équilibre entraîne une transformation du système, qui tend à provoquer dans ce facteur un changement de signe opposé à celui qui lui est imparti ». Cette loi a également été énoncée plus tôt (voir Réversibilité des réactions chimiques).

Lois quantitatives et de poids.

JE. Loi de conservation de la masse de matière exprimé par Lavoisier sous une forme a priori : « On peut accepter comme axiome, dit-il, que dans toutes les transformations, tant artificielles que naturelles, rien n'est recréé : la même quantité de matière existe avant et après l'expérience [Debus (« U é ber einige Fundamentalsatze der Chemie etc. », 1894, 6) considère Démocrite d'Abdera comme le fondateur de cette croyance, qui enseignait que rien ne peut venir de rien et que rien d'existant ne peut se transformer en rien ; cité par Aristote dans sa Physique (I, 4)]. C'est sur ce principe que repose la possibilité de toute expérience chimique, et grâce à lui on est obligé d'attendre toujours une réelle identité, ou égalité, entre les essences des corps étudiés et celles qui peuvent en être extraites par l'analyse. » (Lavoisier, "Œuvres etc." I , 101); il ne fait cependant aucun doute que cette position était le résultat de nombreuses observations expérimentales chez Lavoisier (voir Phlogiston, Formules et Nomenclature chimique). Puisque pour un point donné du globe les masses de tous corps sont strictement proportionnelles à leurs poids, on peut dire que, selon la loi de Lavoisier : lors de toute transformation, le poids des corps en transformation est strictement égal au poids des corps résultants , et il est facile de voir que cette loi « chimique » représente un cas particulier, un autre plus général, auquel sont subordonnés tous les mouvements de la matière, et qui consiste dans le fait que chaque fois que la masse d'un corps donné change (augmente ou diminue), alors la masse d'un ou plusieurs corps environnants subit un changement simultané, égal en grandeur, mais de signe opposé (diminue ou augmente)[Gautier et Charpy "Le ç ons de Chimie", 1900, 14] [La loi de conservation de la masse de la matière est tout à fait parallèle à la loi de conservation de l'énergie en physique (cf. V. Stevarta. P. G. Tait, "Unseen Universe ", 1890).]. Lorsque Stas synthétisait l'iodure et le bromure d'argent à partir de quantités en suspension d'argent, d'iode et de brome, le poids des composés halogènes s'avéra cependant être légèrement inférieur à celui de l'argent et de l'iode, de l'argent et du brome, pesés séparément ; en outre, L. Meyer ("Moderne Theorien d. Ch.", 1884, 135) a souligné la possibilité que les particules de notre matière lourde soient liées à une quantité plus ou moins grande d'éther léger pas complètement en apesanteur, dont la quantité peut être changements avec transformations chimiques; C’est pourquoi Landolt d’abord, puis Heidweiler, soumirent la loi de Lavoisier à des tests expérimentaux minutieux ; tous deux ont étudié les changements de poids de divers systèmes enfermés dans des récipients en verre scellés. Landolt a constaté que le poids du système : une solution aqueuse de sulfate d'argent + une solution de sulfate ferreux acidifié par l'acide sulfurique diminue avec la réaction :

Ag 2 SO 4 + 2FeSO 4 + H 2 SO 4 = 2Ag + Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O

à 0,130 mg - 0,167 mg ; cette diminution est 6 à 12 fois supérieure à l'erreur de pesée, mais elle est disproportionnée aux masses réactives, puisqu'elle était = 0,130 mg à 171,3 g et 0,167 mg à 114,2 g du système réactif ; dans la réaction de l'acide iodique. avec de l'iodure d'hydrogène en présence d'acide sulfurique :

HJO 3 + 5H 2 SO 4 + 5KJ = 3J 2 + 5KHSO 4 + 3H 2 O

une diminution du poids a également été observée, mais la différence (0,011 mg - 0,047 mg) se situait dans les limites de l'erreur expérimentale ; lorsque l'iode réagit avec une solution aqueuse de sel de sodium et de soufre (l'interaction peut aller dans deux directions :

J 2 + 2Na 2 SO 3 = 2NaJ + Na 2 S 2 O 6

J 2 + Na 2 SO 3 + Η 2 Ο = 2HJ + Na 2 SO 4,

chloral hydraté avec hydroxyde de potassium

[CCl 3 .CH(OH) 2 + KOH = CCl 3 H + CHCO 2 + H 2 O]

et lorsque l'hydrate de chloral était dissous dans l'eau, aucun changement de poids n'était observé qui n'entrait pas dans les limites de l'erreur expérimentale. Heidweiler a étudié les transformations suivantes : déplacement du cuivre par le fer en milieu acide, basique (?) et solutions neutres sulfate de cuivre, dissolution du sulfate de cuivre dans l'eau, dissolution du sulfate de cuivre acidifié dans l'eau et du sulfate moyen dans l'acide sulfurique, précipitation de l'oxyde de cuivre hydraté avec de l'hydroxyde de potassium à partir d'une solution de sulfate de cuivre, interaction de l'ammoniac avec l'acide acétique et précipitation du chlorure de baryum avec l'acide sulfurique acide. Avec un nombre total de corps réactifs d'environ 200 g (160 - 280) et avec une erreur de pesée ne dépassant pas 0,04 mg, il a observé dans deux cas un gain de poids de 0,014 et 0,019, et dans les 21 autres une diminution de poids ; dans 13 expériences, elle était supérieure à l'erreur possible et atteignait une fois 0,217 mg ; la diminution s'est sans doute établie lors de la précipitation du cuivre dans une solution acide et alcaline (mais pas dans une solution neutre), lors de la dissolution du sulfate de cuivre acidifié dans l'eau et lors de la précipitation de l'oxyde de cuivre hydraté [Dans 2 expériences cependant, un une diminution trop peu significative a été observée, à savoir 0,037 et 0,032 mg]. Heidweiler n'a pas pu découvrir la raison du changement de poids et, de plus, la perte de poids n'était pas proportionnelle à la masse des corps en réaction. Ainsi, il s'avère qu'au cours de certaines transformations, la masse de la matière transformée semble diminuer, et cette diminution se situe en dehors des limites des erreurs de pesée ; cela ne peut pas être expliqué (Landolt) par les contraintes différentes de la gravitation universelle par rapport à des masses égales de corps différents, puisque les expériences de Bessel avec des pendules constitués de divers métaux et minéraux et d'Eötvös (E ötvö s) avec des balances à torsion ont montré que de tels une différence ne peut pas être saisie ; d'autre part, comme on le voit, les reculs ne sont pas proportionnels aux réactions des masses, ce qui rend probable une erreur fortuite ; alors qu’il semble possible de continuer à considérer la loi de Lavoisier, dans la limite de l’exactitude méthodes modernes observations, tout à fait exactes. Dans tous les cas, des erreurs telles que celles citées ci-dessus ne peuvent être prises en compte dans les expériences ordinaires. [Pour qu'un système de sulfate de cuivre basique avec du fer perde 1 livre de poids après la réaction, il faut, à en juger par les données de Heidweiler, prendre dans le cas le plus favorable un peu plus de 1 000 000 de pouds. mélanges. Plus récemment, Heidweiler a rapporté (Physikalische Zeitschiift, 1902) que le poids du radium dans un tube scellé diminue de 0,02 mg par jour, et il est remarquable que la diminution de l'énergie potentielle qui en résulte (= K×[(M Δt)/r 2 ]×r, Où K rapide., M masse de terre r- son rayon, Δt variation de la masse d'un corps attiré par la Terre) = 0,02,600000000 mg cm = env. 12,10 ergs, soit exactement l'énergie émise, selon Becquerel, par le radium par jour. Le message de Heidweiler est préliminaire.]

II. Loi de constance de la composition des composés chimiques qui peut être formulé ainsi : masses de corps formant par leur connexion un nouveau corps possédant une somme donnée d'énergies physiques et propriétés chimiques, sont en relation constante les uns avec les autres et avec la masse du corps formé, est généralement considéré comme le plus caractéristique de la chimie ; on la définit même parfois comme une science qui étudie la composition et les transformations des seuls corps homogènes, c'est-à-dire ceux qui se caractérisent par une constance de composition, qui représentent de véritables individus chimiques, et auxquels on donne le nom de certains composés chimiques, en contrairement aux mélanges mécaniques et aux composés chimiques indéfinis (?) (voir Tikhvinsky, "Method and system of modern chemistry", Saint-Pétersbourg, 1900, 3 et 6). En revanche, on peut trouver un commentaire à propos de cette loi (Gautier et Charpy, l. p., p. 14) selon lequel "ce n'est rien d'autre qu'une tautologie. En fait, il n'y a aucune possibilité d'avoir une autre définition d'un "défini" composé, sauf celui qui dérive de cette soi-disant loi. Propriétés physiques pas suffisant pour caractériser la connexion ; Ainsi, on observe des propriétés bien définies pour un mélange d'eau et d'alcool, pris dans un certain rapport (en poids), même si personne ne considère jamais ce mélange comme un composé. Il n’y a donc pas ici de loi réelle, mais l’énoncé d’un fait pourtant très remarquable. En effet, de nombreux éléments ne peuvent former des corps complexes qu'en se combinant dans certaines proportions, qui restent inchangées, quelle que soit la manière d'obtenir un corps complexe ; si l'un des éléments est en excès, il le restera après l'acte de combinaison. » Wald dit encore plus clairement (« Zeitsch. f. ph. Ch. », 1897, 22, 256) : « La loi de la constance de la composition doit être considérée comme une loi empirique. Mais ce n’est pas tout à fait exact non plus. Il suffit de se demander : que fera un chimiste si une substance, considérée comme un composé chimique - et cela n'arrive pas si rarement - s'avère changer de composition en fonction des conditions changeantes ? Doutera-t-il de la justesse de la loi ? Évidemment pas; il rayera seulement la substance de la liste des composés chimiques... Le fait est qu'il n'y a pas d'autres signes permettant de reconnaître la substance comme un composé chimique... Ainsi, l'expérience a montré que certains corps complexes ont une composition constante. Reconnaître que toutes ces substances, et elles seules, devraient être considérées comme des composés chimiques est arbitraire. Par conséquent, les composés chimiques ont par définition une composition constante, et par définition, les corps qui ne satisfont pas à cette condition ne sont pas reconnus comme composés chimiques. " Compte tenu de ce qui précède, il semble intéressant de savoir dans quelle relation la loi de constance de composition est à la loi de Lavoisier, l'histoire de son origine, et ce que nous devons actuellement considérer comme un mélange mécanique, des composés chimiques indéfinis et définis. La loi de Lavoisier exige que la masse des corps réactifs soit égale à la masse du nouveau corps formé d'eux, mais ne prédétermine pas du tout les quantités de corps qui réagissent ; chacune de leurs quantités, tant qu'elles sont supérieures à zéro, la satisfait ; la loi de Lavoisier ne préjuge pas de la question de savoir si les corps ne peuvent pas réagir dans des rapports innombrables ; la La loi de constance de la composition dit qu'une réaction n'est possible que pour un certain rapport spécifique des masses en réaction, mais ne donne pas non plus d'instructions sur le nombre de composés possibles. Il est remarquable que pendant longtemps les chimistes aient été instinctivement convaincus de la constance de la composition. la composition des corps étudiés ; il suffit d'indiquer que la détermination de la composition des sels a été réalisée par : Bergman (entre 1775-1784) ; Wenzel (1777), Kirwan et Richter (1790-1800) ; que Lavoisier, après avoir déterminé la composition du dioxyde de carbone et de l'eau, commença à étudier la composition composés organiques, qu'il a brûlé à cet effet, a collecté l'eau et le dioxyde de carbone résultants et, sur la base de leur quantité, a calculé la teneur en carbone et en hydrogène de la substance brûlée, etc. ; et cela serait évidemment impossible s’il admettait que la composition de l’eau et du dioxyde de carbone puisse changer. Ainsi, la croyance en la constance de la composition des corps complexes existait depuis longtemps, ou plutôt, personne ne soupçonnait la possibilité d'autre chose, mais la « loi » restait inexprimée. Son adversaire décisif fut Berthollet ("Recherches sur les lois de l"afпnnt é", 1801 et 1802 et "Essai de statique chimique", 1803). Il était convaincu que les corps peuvent être combinés tantôt dans toutes sortes de relations, tantôt dans l'intérieur. certaines limites ; il voyait la raison de cette limitation dans le fait que la force avec laquelle les éléments constitutifs sont maintenus dans un corps complexe devrait diminuer avec l'augmentation de la masse de l'un des corps en réaction (à mesure qu'il s'approche d'un état de saturation et une diminution relative de la masse de l'autre), et d'autre part, de l'influence de la température sur l'adhésion et sur l'élasticité naturelle des corps réactifs. Grâce à la haute autorité de Berthollet, grâce à l'esprit avec lequel ces vues ont été présentées, elles a acquis de nombreux partisans, d'autant plus que les données analytiques disponibles à cette époque étaient à bien des égards une confirmation directe de l'exactitude de ces vues. L'opposant aux idées de Berthollet était Proust (voir l'article correspondant) [Dans cet article, Proust est crédité de l'idée de l'origine des éléments chimiques à partir d'une matière primaire, à savoir l'hydrogène, mais cette idée a été exprimée par le docteur anglais Prout (voir) et Ves atoms (voir).]; dans plusieurs ouvrages (1801-1808), il montra que la formation d'oxydes, de composés soufrés et de sels, en général, est associée à des relations certaines et constantes entre les masses des éléments qui s'y trouvent, mais ce qui n'est visible que si l'on faire la distinction entre les éléments mécaniques et les autres éléments physiques et chimiques mélanges hétérogènesà partir de composés chimiques. La loi de constance de la composition de ces derniers, à savoir les oxydes, fut exprimée par Proulx en 1801 dans les mots suivants (Corr, « Geschichte d. Ch. », II, 368) : « Des proportions toujours inchangées, ces attributs constants, caractérisent les composés réels, à la fois artificiels et naturels, en un mot ce pondus naturae, si bien vu par Stahl ; tout cela, dis-je, n'est pas plus au pouvoir du chimiste que la loi sélective à laquelle sont soumis tous les composés. " Les composés « définis » peuvent, selon Proulx, être mélangés les uns aux autres de manière indéfinie. relations, mais le produit d’un tel mélange n’est pas un composé chimique, mais une solution. Berthollet considérait (dans sa « Statique chimique ») que les vues de Proulx étaient mal fondées et une dispute éclata entre eux qui se termina en 1808, lorsque la majorité des contemporains se penchèrent vers Proulx, après quoi commença l'étude intensive de certains composés chimiques. À l’heure actuelle, il ne fait aucun doute que la question devrait être réexaminée. Pour donner une idée du point de vue moderne, attardons-nous sur le cas le plus simple de l'interaction de deux corps qui ne forment pas entre eux ce qu'on appelle une connexion définie, mais sont capables dans certaines conditions de former un liquide et homogène systèmes dans toutes les directions. Comme on le sait (cf. Règle de Phase, Alliages, Evaporation Fractionnée), l'ajout de corps DANS au corps UN UN, et ajouter du corps UN au corps DANS provoque une diminution de la température. corps en fusion DANS, et donc, en appliquant tous les mélanges possibles formés par ces deux corps sur un diagramme de températures et de concentrations, on obtient deux courbes se coupant au point eutectique, émanant du point de fusion UN Et DANS(voir figure) :

Un examen détaillé du diagramme montre ce qui suit. Au-dessus des courbes SE Et ED nous avons une région de systèmes liquides, généralement appelée solution DANS V UN (UN fond beaucoup plus bas B), mais qui, évidemment, sont aussi des solutions UN V DANS. Au dessus de la ligne pointillée horizontale partant du point D, les deux corps se mélangent sous forme de liquides à tous égards (à partir de 100 % UN jusqu'à 100% DANS); entre cette ligne et la ligne pointillée horizontale commençant au point AVEC, corps UN, le liquide dans ces conditions peut être ajouté à la solution en quantité indéfinie sans perturber son homogénéité, et l'ajout d'un corps DANS limité par sa courbe de solubilité DE ; Grâce à cela, la solution est pour ainsi dire unilatérale. Sous la ligne pointillée horizontale commençant à AVEC, les deux solides mais ont une capacité limitée à se fondre ; la solution est symétrique. Sous la ligne pointillée un B les deux corps peuvent être pris dans n'importe quelle relation, mais ils n'ont aucune influence l'un sur l'autre ; ils sont absolument indifférents même avec une nouvelle diminution de la température, et nous ne sommes pas en mesure de les mettre en interaction dans ces conditions (les facteurs externes d'équilibre du système sont supposés être la température et la pression de vapeur A + B). Dans un triangle CaE l'excès de solide précipite à l'état solide UN, en contact et en équilibre avec le corps qui en est saturé UN, solution; dans un triangle DbE le corps tombe à l'état solide B,également en contact et en équilibre avec la solution qui en est saturée. Qu'est-ce qui se trouve dans le rectangle AaBb nous appelons habituellement mélange mécanique, bien qu'en fait il n'y ait pas ici de mélange des corps capturés [Par nier le mélange des corps, nous entendons leur relation indifférente les uns aux autres et leur isolement spatial complet. Il ne fait aucun doute que certains conglomérats métalliques eutectiques (voir Alliages) donnent l'impression d'un corps homogène à l'œil nu au microscope.]; ils sont aussi mélangés que s'ils étaient dans des appareils séparés ; par conséquent, il est plus correct d'appeler un tel mélange « mécanique », avec B. Rooseboom (voir Stéréisomérie), un conglomérat ; les éléments constitutifs d'un conglomérat peuvent être séparés les uns des autres par diverses méthodes et, entre autres, à l'aide de liquides lourds (méthode Church et Thulé en minéralogie). La composition d'un tel conglomérat peut varier de près de 100 % UN jusqu'à 100% B, mais il est évident que pour tout mélange donné, il restera constant malgré un certain nombre de changements de température ; et que nous le considérions ou non comme un composé défini dépendra de la plus ou moins grande facilité avec laquelle nous pourrons prouver son hétérogénéité physique en divers points du système et de la plus ou moins grande accessibilité pour nous du point eutectique. E, au-dessus duquel l'hétérogénéité du conglomérat apparaîtra plus clairement (à l'état solide ils seront un corps UN ou le corps DANS),à moins que sa concentration ne corresponde accidentellement au point eutectique, alors et au-dessus de lui la substance sera traitée comme complètement homogène, pour laquelle la température eutectique sera le point de fusion. [Qu'un tel conglomérat fond à la température eutectique en un liquide homogène est prouvé par les expériences de Galloc (1888), qui a découvert qu'un conglomérat de sciure de cadmium (1 partie), d'étain (1 partie), de plomb (2 parties) et de bismuth (4 parties), correspondant en composition à l'alliage de Wood, fond dans un bain-marie (avec chauffage suffisamment long), c'est-à-dire en dessous de 100°, pendant que fondent les métaux individuels : Cd à 320°, Sn à 32°, Pb à 320° et Bi à 269,2° ; Il a également constaté qu'il suffit de presser le potassium (point de fusion à 62,5°) et le sodium (point de fusion à 97,6°) l'un contre l'autre avec des surfaces fraîches pour les obtenir liquides aux températures ordinaires. rythme. et un alliage de type mercure (solution).]. Puis les corps UN Et DANS, la solution qui tombe sous forme solide aura également une composition inchangée, car on suppose qu'ils peuvent fondre sans décomposition (changement de composition) et, en outre, on suppose que nous avons un cas de leur interaction lorsque, en entrant dans solution, seule leur concentration change par unité de volume, mais pas la composition [En fait, un tel cas idéal ne se produit pas réellement : et les cristaux du corps UN, et cristaux du corps DANS retombent, humidifiés avec une solution saturée dont la composition change avec la température et peut même différer, par capillarité, en composition du reste du liquide. Une telle solution est cependant relativement facile à supprimer, et c’est la raison de la présentation présentée dans le texte. Le fait que les cristaux de glace tombant de solutions aqueuses « faibles » ne représentent pas des solutions solides ressort clairement des données de Regnault sur la pression de vapeur de telles solutions et de certaines observations de Ruedorff sur des solutions aqueuses faibles de sels pléochroïques.] Enfin, la solution aura une concentration variable tant que sa composition correspond à la zone située au-dessus des lignes SE Et E.D. et tant que l'un des facteurs externes d'équilibre, température (à pression constante) ou pression (à température constante), le système va changer ; mais combien de temps aurons-nous une solution correspondant à l'une des courbes limites G.E. ou E.D. c'est-à-dire l'un des deux systèmes monovariants possibles, et la valeur de la température ou de la pression du système est donnée à l'avance, ou dès que possible pour les solutions situées au-dessus SE Et ED et représentant des systèmes divariants, les valeurs de température et de pression sont fixes, donc les compositions de telles solutions s'avèrent complètement fixes, définies, et on sait depuis longtemps que la composition des solutions saturées est déterminée par la température et la nature et état du corps solide en contact avec eux, et cela afin d'avoir une solution insaturée de certains corps, qui à une température donnée présente une certaine pression de vapeur, la densité souhaitée et possible, l'indice de réfraction souhaité, etc., que pour tout cela, les corps en réaction doivent être pris dans un « rapport de poids constant » strictement défini. Ainsi, nous arrivons à la conclusion que tous les systèmes invariants (non variants) ont une certaine composition [Le raisonnement appliqué dans le texte à un système à deux corps peut être facilement étendu à un système de n'importe quelle complexité. Un conglomérat situé en dessous de la température eutectique ne sera pas toujours constitué de corps purs UN Et DANS; ce dernier cas se produit lorsque UN Et DANS donner des connexions. Mais il n'est pas difficile de comprendre de tels cas, guidé par ce qui précède et connaissant le schéma correspondant ; voir par exemple le diagramme de solubilité du Fe 2 Cl 4 donné par V. Rooseboom dans Art. Évaporation fractionnée.]; sa constance ne représente donc pas le privilège de composés «certains chimiques», et il est donc urgent de trouver des composés «certains chimiques», dont la description constitue jusqu'à présent presque tout le contenu de X., un signe autre que la constance de la composition, qui permettrait de les caractériser. Ce signe a été donné par Wald, qui a défini un composé chimique permanent en tant que phase de composition inchangée dans un système monovariant. Dans le cas évoqué ci-dessus, ces phases sont des solides UN Et DANS au contact de leurs solutions saturées : avec une augmentation de la température de ces dernières, avec une modification de leur pression, la composition de la solution change continuellement, et la phase solide, bien qu'elle change constamment en quantité [La masse de l'ensemble du système est supposé constant.], mais conserve sa composition inchangée, son individualité. Il ne fait aucun doute que le signe indiqué par Wald était connu depuis longtemps des chimistes, et ils l'utilisaient constamment dans la découverte de composés « chimiques permanents », mais avant Wald, il n'avait été clairement formulé par personne, et la définition de « Les composés chimiques » présents dans les manuels scolaires étaient donc incomplets. Expérimentalement, pour établir « l’homogénéité » d’une substance, il fallait toujours la cristalliser à partir de différents « solvants » et à différentes températures, c’est-à-dire la forcer à jouer le rôle d’un corps. DANS notre exemple ; il fallait déterminer le rythme. le poids de sa vapeur et comparer la composition de la vapeur avec la composition du corps liquide (solide), etc. Qu'est-ce qui explique, ou, plus correctement, qu'est-ce que le fait que les corps UN Et DANS conserver leur composition inchangée sous un certain nombre de changements de température et de pression ? Le fait est que si les corps UN Et DANS sont exothermiques, ils conservent leur composition tant que nous les étudions à des températures inférieures aux températures auxquelles les réactions de dissociation peuvent commencer en eux UN sur UN 1 Et UN 2 , V sur b1 Et b2 ; si UN Et DANS dans des conditions expérimentales, les composés sont endothermiques, puis ils conservent leur individualité tant qu'on les met en contact mutuel au-dessus d'une certaine température limite, en dessous de laquelle ils peuvent difficilement exister, prêts à se désintégrer en leurs éléments constitutifs. On trouve généralement des composés « endothermiques », dont certains sont listés ci-dessus. Rappelons que le peroxyde d'hydrogène, un « composé endothermique », se forme dans une flamme de gaz détonant, que Si 2 Cl 6 (Troost et Hautefeuille) se forme à partir de SiCl 4 et Si au dessus de 1300° :

commence à se décomposer en dessous de cette température et est déjà complètement dissocié à 800°. Mais si un gaz chauffé à 1300° est brusquement refroidi, le résultat est un liquide bouillant. à 140° et ne commence à se décomposer que vers 350°C ; En dessous il est préservé grâce à des résistances passives. Épouser. Phosphore - à propos des recherches de Tammann sur les conditions de transformation des systèmes surfondus (endothermiques).] Ensuite, ils conservent leur individualité pendant que nous les mettons en interaction à des pressions supérieures aux pressions de dissociation caractéristiques de leurs réactions de décomposition ; ou, enfin, avec les systèmes endothermiques, lorsque nous les étudions à un tel degré de surfusion que la transformation qui s'y produit (si seulement elle a lieu) nous est pratiquement imperceptible. Par conséquent, la constance de la composition est établie par les conditions expérimentales choisies. Mais pourquoi les composés ne se forment-ils pas dans toutes les proportions possibles, mais pour la plupart (cf. Hydrocarbures) dans un nombre très limité d'entre eux ? Wald répond à cela en soulignant la solubilité mutuelle limitée des solides [Pour comprendre cela, il suffit d'étudier les courbes de solubilité des hydrates de chlorure de calcium (voir Règle de phase l.c.) ou du chlorure ferrique (voir Évaporation fractionnée l.c.), où il il est clair que la solubilité de l'eau dans les sels halogènes prélevés à l'état solide correspond précisément à un nombre très limité de proportions.] et même la loi des rapports multiples (voir ci-dessous) déduit (l.s.) de cette position (voir ci-dessous), mais il ne fait aucun doute qu'en outre, le nombre limité de composés est également dû à la nature dite chimique des corps, qui fait, par exemple, que pour l'hydrogène avec l'oxygène le seul composé stable (exothermique) dans nos conditions n'est que de l'eau, et les systèmes restants (H 2 O 2, H 2 O 4 ?), contenant plus d'oxygène à nos températures et pressions, sont peu stables (surfondus) et peuvent difficilement être conservés à un bref délais. Ensuite, comme le montrent les exemples qui viennent d’être donnés, cette limitation est apparente, causée par des conditions accidentellement limitées (« ordinaires ») dans lesquelles nous étudions les interactions de divers corps. Mais si des cas de solubilité limitée sont observés, il faut également s'attendre au phénomène inverse, c'est-à-dire qu'il faut s'attendre à des cas de mélange complet de corps à l'état solide à tous égards possibles, sinon la formation de systèmes tels que, ayant l'habituel Les caractéristiques des composés « chimiques » en différeront par une totale incertitude de composition. Certains des phénomènes liés à cela sont généralement décrits comme des mélanges isomorphes (voir l'article correspondant), tandis que d'autres sont décrits généralement sous le nom de solutions solides (van "t Hoff, Mallard, Klein, Runne, Buxhoevden u. Tammann). Considérant au-dessus de l'interaction des corps UN Et DANS Du point de vue de la loi des phases, nous n'avons pas résolu la question de savoir si ces corps représentent des éléments, ou s'ils sont « chimiquement » complexes. Le fait est que la loi ne fait aucune distinction entre les éléments et leurs composés, et elle s'applique également aussi bien aux phénomènes de dissolution du chlorure de calcium hydraté dans l'eau (voir Règle de Phase) qu'à l'interaction de deux éléments, le chlore et l'iode. (l. avec .). La seule différence connue jusqu’à présent entre les éléments et les corps complexes est qu’ils n’ont pas été décomposés tactilement en formes de matière différentes d’eux, et par conséquent, nous adhérons toujours à la définition de Lavoisier (voir Nomenclature chimique) ; la seule différence est qu'au vu de la loi de Dulong et Petit (voir Chaleur) et de la loi périodique de D.I. Mendeleev (voir Loi périodique des éléments chimiques), on peut avec un haut degré de probabilité affirmer que tous les éléments modernes, s'ils sont complexes , sont que leur complexité est du même ordre ["Nous transformons chaque jour la matière de toutes les manières possibles. Mais en même temps, nous avons précisément défini les frontières où s'arrêtent ces transformations : elles n'ont jamais franchi aussi loin... les éléments chimiques Cette frontière ne nous a été indiquée par aucune théorie philosophique, c'est un véritable obstacle que nous, avec nos méthodes d'expérimentation, n'avons pas pu surmonter... Cela signifie-t-il cependant que mentalement nous voyons ici la limite ultime. Non, sans aucun doute ; en effet, les chimistes ont toujours considéré cette frontière comme un fait indiscutable, mais toujours avec l'espoir de la franchir. M. Berthelot, "Les origines de l'Alchimie" (1885).] Récemment, beaucoup ont déjà exprimé la conviction que la simplification de nos éléments a été réalisée ; par exemple, J. J. Thomson estime que cette hypothèse seule peut être les phénomènes observés lors du passage des rayons cathodiques dans les gaz raréfiés s'expliquent : « Puisque les rayons cathodiques portent des charges négatives ; sont déviés par des forces électrostatiques comme s'ils étaient chargés négativement ; sont soumis à l'action de la force magnétique exactement de la même manière que si cette force agissait sur un corps chargé négativement se déplaçant le long du trajet de ces rayons, alors je ne vois aucun moyen d'échapper à la conclusion qu'ils représentent des forces négatives. charges électriques transporté par des particules de matière. La question est : quelles sont ces particules ? Représentent-ils des atomes, des molécules ou de la matière dans un état de grande séparation ? Pour faire la lumière sur cette circonstance, j'ai effectué une série de mesures du rapport entre la masse de ces particules et la charge qu'elles portent ; il s'est avéré que m/e (m- poids, e- charge) ne dépend pas de la nature du gaz et est très faible (= 10 -7) par rapport à la plus petite valeur similaire connue jusqu'à présent, à savoir - 10 -4, qui correspondait à l'ion hydrogène lors de l'électrolyse des solutions aqueuses acides , c'est pourquoi Thomson a conclu que dans des conditions cathodiques, « nous avons affaire à un nouvel état de la matière, un état dans lequel sa division a été beaucoup plus avancée que dans l'état gazeux ; un état dans lequel divers types de matière, c'est-à-dire, ceux issus de l'hydrogène, de l'oxygène, etc., deviennent identiques », etc. Malgré de nombreux travaux dans ce domaine, la question a relativement peu avancé en raison des difficultés expérimentales ; Il convient donc seulement de l'esquisser ici et de citer au passage la revue d'Ostwald, selon laquelle « la loi fondamentale de l'électrolyse, la loi de Faraday, s'est révélée totalement inapplicable à la matière ou aux corps porteurs de courant dans les gaz ». s'exprime sous une telle forme que, soi-disant, les recherches sur la conductivité des gaz auraient prouvé l'existence de particules matérielles plusieurs centaines de fois plus petites qu'une molécule d'hydrogène (200 fois) ; mais le caractère hypothétique d'une telle conclusion est évident, et le nommer des ions pour ces phénomènes, qui suivent des lois complètement différentes, est inapproprié » (1901). Nous devons attendre de plus amples éclaircissements expérimentaux sur le sujet.

III. Loi des équivalents (cf. Système unitaire). Bergman a déjà remarqué que lors du mélange de solutions de deux sels neutres, la neutralité de la solution n'est pas violée, mais il n'a pas prêté suffisamment d'attention à cette circonstance. Le premier à entreprendre une étude approfondie du phénomène fut Wenzel (1740-43), qui posa les bases de la stœchiométrie avec son essai « Vorlesungen über die chemische Verwandtschaft der Körper » (1777). Après avoir confirmé l'exactitude des observations de Bergman, Wenzel en donna une explication, qui consistait dans le fait que des quantités différentes d'alcalis et de terres différents, neutralisant la même quantité de n'importe quel acide, devraient neutraliser des quantités égales de tout autre acide ; en d'autres termes, que le rapport entre les masses de deux terres qui neutralisent une quantité donnée d'un certain acide reste constant lorsqu'elles neutralisent tous les autres acides, ce qui a permis de vérifier les analyses et même de calculer la quantité de toute base nécessaire pour former un sel moyen avec un acide donné, si la quantité d'une seule base nécessaire à cet effet était connue ; Wenzel lui-même n'attachait cependant pas d'importance particulière à cette circonstance et son travail n'était pas apprécié par ses contemporains, même s'il était très précis pour l'époque. Le plus proche disciple de Wenzel, Richter, n'était pas plus heureux. Richter a commencé (1789-1802) par disposer en série les quantités pondérales relatives dans lesquelles les acides se combinent avec les bases pour former des sels neutres. Il a appelé les quantités de bases nécessaires pour neutraliser 1000 parties d'acide sulfurique la série neutre des bases ; de la même manière, il détermina la série neutre de divers acides nécessaires pour neutraliser des quantités données de diverses bases. Malgré la précision relativement faible de ses chiffres, Richter a remarqué que les nombres de séries neutres de bases sont proportionnels les uns aux autres et qu'il en va de même pour les séries neutres d'acides. En relation avec ces travaux, il existe une autre « découverte » de Richter, à savoir qu'il a fait des observations approfondies des quantités dans lesquelles les métaux se déplacent (voir Déplacement) à partir des sels neutres, c'est-à-dire la détermination des quantités dans lesquelles ils se combinent avec une quantité constante d'oxygène, et dans le cas où les métaux sont déplacés des sels d'un acide, et les quantités dans lesquelles ils, sous forme d'oxydes, se combinent avec une quantité constante d'anhydride d'acide [Pour que cela soit clair, il suffit imaginer le sulfate de cuivre sous la forme d'un composé d'oxyde de cuivre avec de l'anhydride sulfurique et écrire l'équation du déplacement du cuivre par le fer :

CuO.SO 3 + Fe = FeO.SO 3 + Cu ;

ça montre : à partir de 16 poids. unités oxygène combiner 63 poids. unités cuivre et 56 en poids. unités du fer (Cu = 63 et Fe = 56 en chiffres ronds), et que (63 + 16) en poids. unités oxyde de cuivre et (56 + 16) en poids. unités les oxydes ferreux sont combinés avec 80 en poids. unités anhydride sulfurique (S = 32 en chiffres ronds)]. Auparavant, Bergman avait étudié le déplacement mutuel des métaux et publié ses observations dans l'article : « De div e rsa phlogisti quantitate in metallis ». Il a découvert que pour déplacer l'argent de son sel nitrate, des quantités bien définies et constantes d'autres métaux sont nécessaires ; puis il étudia le déplacement mutuel des métaux par rapport aux autres sels ; De grandes différences ont été observées dans les quantités de métaux précipitants, mais elles étaient soumises à des lois constantes. En tant que partisan de la théorie du phlogistique, Bergman considérait ses chiffres comme suit : chaque métal, une fois dissous, se transforme en « chaux », c'est-à-dire qu'il perd le phlogistique qu'il contient (voir) ; et comme, précipité par un autre métal, il précipite à l'état métallique, il n'est pas douteux qu'il se restitue, recombiné avec la quantité de phlogiston qui lui est nécessaire, aux dépens du métal qui le précipite, et Bergman, d'après son expériences, a conclu que différents métaux 1) sont liés à différentes quantités de phlogistique et 2) que les chiffres qu'il a obtenus donnent les quantités de métaux qui contiennent des quantités égales de phlogistique. 20 décembre 1783 Lavoisier présente à l'Académie un mémoire « Sur la précipitation des substances métalliques les unes par les autres » (« Œuvres etc. », II, 528), où, rappelant les résultats de Bergman, il dit que « à son avis, le L'absence ou la présence de phlogistique dans les métaux n'est rien d'autre qu'une hypothèse. En réalité, et on peut le constater avec des balances et des mesures en main, que dans toute calcination d'un métal, qu'elle se produise sèche ou humide, avec l'aide de l'air, de l'eau ou des acides, on observe une augmentation du poids du métal provoquée par l'ajout... d'oxygène (principe e oxygè ne)... et donc, si 31 livres de cuivre suffisent pour précipiter 100 livres de l'argent à l'état métallique [le chiffre réel est de 29,46 unités de poids de cuivre pour 100 unités de poids d'argent ; les expériences de Bergman dans ce cas étaient erronées d'environ 4 %], ce qui signifie que cette quantité de cuivre est capable de se combiner entièrement avec tout l'oxygène contenu dans 100 livres d'argent... à l'état de chaux" ; de plus, Lavoisier ne tient pas compte de la remarque juste qui vient d’être faite et, fondant ses calculs sur les données incorrectes de Bergman, arrive à des conclusions complètement erronées. Quelques années plus tard, l'ouvrage de Richter apparaît avec des données plus précises et avec une explication dépourvue des contradictions des mémoires de Lavoisier. Richter établit, incidemment, que le mercure et le fer forment plusieurs composés définis avec l'oxygène, mais il présente les résultats de ses travaux dans un langage très complexe, en outre, ils contiennent de nombreux calculs relatifs à un certain nombre de lois imaginaires que Richter pensait avoir découvertes. La quasi-totalité de ces travaux passe inaperçue, et l'égalité de la quantité d'oxygène est alors découverte à nouveau par Gay-Lussac (en 1808), et l'existence de compositions constantes différentes d'oxydes de fer et de mercure par Proulx lors de sa dispute (voir la article) avec Berthollet. En 1782, Fischer attire l'attention sur les travaux de Richter et constate que toutes ses tables de séries neutres peuvent être combinées en une seule, constituée de deux séries : l'une contenant les quantités de bases exprimées en nombres, et l'autre les quantités d'acides nécessaires à la formation de sels neutres avec les nombres de bases indiqués. « Ces chiffres exprimaient donc les relations de neutralité entre les bases et les acides, et le tableau qui les contenait résumait la composition sous une forme claire et pratique. grande quantité sels neutres." Grâce à Fischer, les résultats des travaux de Richter sont devenus généralement connus, mais leur influence était toujours très insignifiante, et ce qu'il a trouvé a été redécouvert par la suite. Entre-temps, Wenzel et Richter ont découvert le fait que si deux corps se combinent avec un troisième dans un peu de respect UN B, alors, dans le même rapport, ils peuvent se remplacer dans toute une série de corps complexes, et dans un cas particulier ils peuvent, par conséquent, dans le même rapport ou dans un multiple de celui-ci (voir ci-dessous) se relier les uns aux autres. Ces nombres caractéristiques ont été appelés par Wollaston - équivalents; en moderne les manuels définissent les équivalents comme (proportionnels) nombres indiquant dans quelles quantités de poids les éléments sont combinés en un seul poids. unités l'hydrogène ou le remplacer.

IV. Loi des multiples appartient à Dalton ; l’histoire de son origine ne peut désormais être reconstituée avec précision ; Habituellement, il est formulé comme suit : si deux corps A et B sont reliés dans plusieurs rapports, alors les masses du corps B pour la même masse du corps A sont dans des rapports multiples simples entre elles et en même temps dans un rapport simple et multiple avec l'équivalent du corps B ; une formulation plus générale appartient à Duhem (Duhem, « Le mixte et la combinaison chimique », 1902, 73) : « Laissez C1, C2, C3... il y aura divers éléments ; pour chacun d'eux on peut choisir un nombre qui lui est caractéristique, appelé nombre proportionnel (poids "atomique") et obtenir, comme suit, un tableau de nombres proportionnels (poids "atomiques") : p1, p2, p3... Si les corps C1, C2, C3... se connectent les uns aux autres, alors les masses des corps connectés sont dans la relation : λр l , μр m , νр n ... Où λ, μ, ν sont des nombres entiers... Dalton et ses contemporains ne se seraient pas contentés de l'expression « nombres entiers », mais auraient dit « nombres entiers » nombres premiers"; mais cette restriction, correcte lorsque la chimie est née, devient de moins en moins vraie à mesure qu'elle se développe ; en particulier, les succès de la chimie organique obligés dans bien des cas d'attribuer aux entiers λ, μ, ν... grandes valeurs; le caractère de simplicité qu'on leur attribuait d'abord disparut grâce à cela ; comment, par exemple, le trouver dans la formule de la paraffine, où les masses de carbone et d'hydrogène combinés sont liées comme λ fois le poids proportionnel (« atomique ») du carbone et μ fois le poids proportionnel de l'hydrogène, et où λ Et μ avoir des significations : λ = 27, μ = 56?" En effet, la formulation ordinaire de la loi n'est pas applicable non seulement aux paraffines (voir), où la relation entre les indicateurs trouvés dans les formules des « poids proportionnels » d'hydrogène et de carbone est exprimée en fraction 2 + 2/n, mais aussi à tout le monde en général séries illimitées les hydrocarbures, en commençant par la série acétylène, puisqu'il est systématiquement égal à : 2 - 2/n, 2 - 4/n, 2 - 6/n etc., où n- des nombres entiers. Mais il faut faire attention au fait que dans de telles comparaisons, nous appliquons la « loi » à des cas qui ne correspondent pas aux exemples dont elle est issue, et son désaccord avec l’observation n’est alors pas surprenant. La « loi » a été établie par Dalton lors de la comparaison du gaz des marais avec l'éthylène et dans l'étude des oxydes d'azote, et il suffit de prêter attention aux formules modernes de ces composés pour voir que des composés de différentes séries et de différents états d'oxydation ont été comparés. en un mot - des extrêmes différents, mais avec une masse constante de l'un des éléments qu'ils contiennent ; et avec cette limitation, la « loi » est toujours valable, comme on peut le voir même dans les formules des hydrocarbures, comparés entre eux, les séries : C 2 H 2, C 3 H 2, C 4 H 2... , CH 4, C 2 H 4 , C 3 H 4 ..., C 2 H 6, C 3 H 6, C 4 H 6 ... etc.; Avec cette comparaison, nous trouvons des entiers relativement simples et la règle selon laquelle « les masses corporelles DANS, par poids corporel constant UN, sont dans des rapports multiples les uns avec les autres », exprimés sous forme de rapports d'entiers ; ces mêmes exemples peuvent aussi servir à illustrer la circonstance qui a particulièrement attiré l'attention de Dalton et qui est que les composés « chimiques » se produisent dans des sauts ; en effet, il est clair que dans H 2 a une masse de carbone égale à 24, 36, 48, H 4 a 12, 24, 36..., H 6 a 24, 36, 48, etc., c'est-à-dire qu'un très petit nombre de nombres sont répétés et là Il n'y a pas de continuité. Pour expliquer cela, Dalton a proposé son hypothèse "atomique" [Voir "Alembic Club Reprints", n° 2, 1893, "Foundations of Atomic Theory" par J. Dalton a. Wollaston (1802-1808) et Ostwald". s "Klassiker etc.", n° 3, 1889 : "Die Grundtagen der Atomthéorie" von J. Dalton u. WH Wollaston (1803-08). Épouser. en outre l'art. Debus"a (l.c.) Dahem"a (l.c.) et A. Hannequin, "Essai critique sur l"hypothèse des atomes dans la science contemporaine" (P. 1899)]. Le concept de structure atomique de la matière est sans doute très d'actualité. origine ancienne (voir Substance) ; Dalton l'a apparemment (Roscoe a. Harden, « A New View of the Origin of Daltons Atomic Theory », 1896 ; par exemple également dans « Zeit. f. Ch. », 1896), développé sous le influence de Newton, qui avait besoin d'atomes pour construire sa théorie de l'écoulement de la lumière. Newton a développé son point de vue sur des questions mettant fin à son optique ; Ainsi, dans la question XXXI, Newton demande : « Les plus petites particules des corps ne possèdent-elles pas des propriétés, des capacités ou des forces connues qui leur permettent d'influencer à distance non seulement les rayons lumineux afin de les réfléchir, les réfracter et les dévier, mais aussi sur les uns les autres et provoquent ainsi la plupart des phénomènes naturels" ? Lorsque deux corps se connectent, Newton considère la connexion comme une conséquence de l'attraction mutuelle des plus petites particules des deux corps à de courtes distances. "Quand la potasse se répand, n'est-ce pas dû à l'attraction mutuelle entre ses particules et les particules d'eau flottant au-dessus d'elles sous forme de vapeur ? Et n'est-ce pas pour cela que le sel ordinaire, le salpêtre, le vitriol sont moins vagues que la potasse, car ils ont moins d'attraction par rapport aux particules d'eau" ? La raison immédiate de l'adoption des vues atomiques pour Dalton était, semble-t-il, l'observation (erronée, comme nous le savons maintenant) selon laquelle l'oxyde nitrique peut réagir entièrement avec l'oxygène de l'air ou dans un rapport de 36 vol. NON à 100 tr/min air, ou par rapport à 72 vol. NON au même 100 tr/min. de l'air, et dans le premier cas, il se forme de l'acide nitreux, et dans le second, de l'acide nitrique ; « Ces faits, dit-il, indiquent clairement la théorie du processus : les éléments de l'oxygène peuvent se combiner avec une certaine quantité d'oxyde nitrique, ou avec le double, mais sans quantité intermédiaire. Il a été amené aux visions atomiques en étudiant les solubilités de divers gaz dans les liquides et la pression des gaz dans les mélanges. Du moins voit-on que pas plus d'un an après ladite expérience (6 septembre 1803), il s'occupait « d'observations des particules ultimes des corps et de leur combinaison », et de son message « Sur l'absorption des gaz par l'eau ». et autres liquides", lit-on le 21 octobre. 1803 (« Sur l’absorption des gaz par l’eau et autres liquides », repris dans « Klassiker » d’Ostwal, voir ci-dessus) joint le premier tableau des poids relatifs (très imprécis), intitulé : « Tableau des poids relatifs des particules ultimes de corps gazeux et autres" ; on y répertorie les éléments : hydrogène, azote, carbone, oxygène, phosphore, soufre entrecoupés de divers composés, entre lesquels il y a quelques matière organique, et avec chaque nom un chiffre est donné pour le poids relatif des particules finales sans explication de la manière dont il a été obtenu par l'auteur. En 1804, il fit part de ses vues au professeur qui lui rendit visite à Manchester. Thomson (d'Édimbourg), et ce dernier les publièrent (avec l'accord de Dalton) dans le 3e volume de son manuel X., publié en 1807. Enfin, en 1808, ils furent exposés par Dalton lui-même dans son « A New System of Chemical Philosophy ». " (voir "Klassiker" d'Oslwald l. p.). Les passages suivants caractérisent les points les plus significatifs des vues de Dalton. "Observations similaires ( nous parlons de les observations des trois états des corps : gazeux, liquide et solide) ont conduit tout le monde à un accord tacite selon lequel les corps de taille appréciable, qu'ils soient liquides ou solides, sont composés d'un nombre énorme de particules de matière inhabituellement petites, ou atomes, maintenus ensemble par la force d'attraction, plus ou moins importante, selon les circonstances ; nous l'appelons cohésion lorsqu'elle interfère avec la séparation des particules, ou... affinité, lorsqu'elle les rassemble à partir d'un état dispersé (par exemple, lorsque la vapeur se transforme en eau)... Une question assez importante est de savoir si la finale (dernière ) les particules d'une substance donnée sont, par exemple. eaux, identiques, c'est-à-dire ayant la même apparence, le même poids, etc. D'après ce que nous savons, nous n'avons aucune raison de supposer une quelconque différence entre eux ;... il est difficilement possible d'imaginer que des agrégats de particules non identiques puissent être aussi homogènes. Si certaines particules d'eau étaient plus lourdes que d'autres, et si par hasard une fraction de ce liquide en était constituée principalement (?), cela devrait alors affecter la densité de l'eau, ce qui n'a pas été observé. Les mêmes considérations s’appliquent aux autres organismes. Nous devons donc conclure que les particules finales de tout corps homogène sont complètement identiques les unes aux autres en ce qui concerne leur poids, leur forme, etc. En d'autres termes, chaque particule d'eau est identique à toutes les autres particules de celle-ci, chaque particule d'eau l'hydrogène est complètement identique à une autre particule d'hydrogène, etc." "L'un des principaux objectifs de ce travail est de souligner l'importance et l'intérêt de déterminer le poids relatif des particules ultimes, aussi bien des corps simples que complexes, le nombre de particules simples particules d'un élément entrant dans la composition d'une particule complexe...Si deux corps sont donnés, UN Et B, sujettes à la connexion, alors les combinaisons suivantes sont possibles, en commençant par la plus simple, à savoir :

1 atome du corps UN+ 1 atome B= 1 atome AVEC, binaire

1 atome A+ 2 atomes DANS= 1 atome D, tripler

2 atomes UN+ 1 atome B= 1 atome E, tripler

1 atome UN+ 3 atomes DANS= 1 atome F, quadruple

3 atomes A+ 1 atome DANS= 1 atome G, quadruple

etc. Suivant règles générales peuvent être considérés comme des principes directeurs dans la recherche liée à la synthèse chimique. 1) Si un seul composé peut être obtenu pour deux corps en réaction, alors il faut supposer qu'il est binaire, à moins qu'une raison ne force à exprimer l'opinion opposée. 2) Si deux composés sont observés (pour 2 éléments), alors il faut penser que l'un d'eux est binaire et l'autre triple. 3) Lorsque trois composés sont connus, on doit s'attendre à ce que l'un d'eux soit binaire et deux d'entre eux soient ternaires. 4) Lorsque quatre composés sont connus, alors on doit s'attendre à ce que l'un d'eux soit binaire, deux soient ternaires, un soit quaternaire, etc. 5) Un composé binaire doit toujours être spécifiquement plus lourd qu'un simple mélange des deux corps constitutifs. 6) Un composé triple doit être spécifiquement plus lourd qu'un mélange d'un composé double et d'un composé simple, qui pourraient, une fois combinés, former un composé complexe, etc. 7) Les règles et remarques spécifiées sont également applicables lorsque des corps tels que AVEC Et D, D Et E... De l'application de ces règles, nous tirons les conclusions suivantes : 1) que l'eau est un composé binaire d'hydrogène et d'oxygène, et que les poids relatifs des deux atomes élémentaires sont d'environ 1:7 ; 2) que l'ammoniac est un composé binaire d'hydrogène et d'azote et que les poids relatifs des deux atomes élémentaires sont d'environ 1:5 l'un par rapport à l'autre ; 3) que l'oxyde nitrique est un composé binaire d'azote et d'oxygène dont les atomes pèsent respectivement 5:7... Dans tous les cas, les poids sont exprimés en atomes d'hydrogène, dont chacun est égal à un... En raison En raison de la nouveauté, ainsi que de l'importance, développée dans ce chapitre des idées, il a été jugé approprié de donner des tableaux illustrant la méthode de connexion dans certains des cas les plus simples... Les éléments, ou atomes, de tels corps, qui sont actuellement considérés comme élémentaires, sont indiqués par de petits cercles avec quelques signes conventionnels (voir Formules) ; une connexion consiste en la juxtaposition de deux ou plusieurs atomes "... À l'heure actuelle, le caractère totalement arbitraire de ces règles directrices frappe involontairement l'œil. Évidemment, la composition du composé ne dépend en aucune façon des circonstances, que l'on sache ou non les conditions de formation de 2 éléments de plusieurs composés, et notre désaccord à cet égard avec Dalton est mieux illustré par le fait que nous donnons la formule H 2 O à l'eau, et H 3 N à l'ammoniac, c'est-à-dire que nous considérons le premier non un corps binaire, mais triple, et le second - quaternaire. On ne sait donc pas pourquoi, s'il y a deux composés, l'un devrait être binaire et l'autre ternaire, alors que pour l'hydrogène avec l'oxygène, deux composés sont connus avec certitude, mais nous considérons maintenant un ternaire - H 2 O, et l'autre quaternaire - H 2 O 2 (peroxyde d'hydrogène). Il ne fait également aucun doute que la position 5 est en désaccord marqué avec toutes les réactions de « substitution » et, par exemple, avec les réactions classiques réaction de formation de chlorure d'hydrogène :

H 2 + Cl 2 = 2HCl,

quand, comme on le sait, ud. le poids du mélange d'hydrogène et de chlore est, dans les limites de la précision de l'observation, sp. le poids du chlorure d'hydrogène, etc. Pendant ce temps, l'influence des vues de Dalton sur le développement de X. était énorme et continue jusqu'à ce jour ; la question se pose, qu'est-ce qui l'a causé, alors que l'idée même de la structure atomique de la matière n'appartenait pas à Dalton ? Pour autant qu'on puisse en juger, cette influence est due aux circonstances suivantes : 1) La discontinuité de la matière qui nous entoure, le manque de continuité en elle nous affecte tellement que nous ne pouvons pas l'imaginer au sens figuré comme continue, et toutes les tentatives dans ce sens les orientations se sont révélées jusqu’à présent particulièrement difficiles à comprendre et inefficaces ; Il est évident que, dans les mêmes circonstances, les idées atomiques sont nées chez les anciens. 2) Dalton a montré l'applicabilité pratique des vues atomiques au génie chimique ; accepter que les atomes de différents éléments diffèrent en termes de poids relatif [À cet égard, il n'était pas d'accord avec Higgins (1790), qui croyait que les atomes de base étaient identiques les uns aux autres et attribuait toutes les différences observées dans la matière à des groupes plus ou moins grands d'entre eux. Les vues de Higgins « ont été ressuscitées d'abord par Praut » et maintenant par J. J. Thomson] ; il a donné un schéma inhabituellement simple et facilement accessible, dans lequel l'existence à la fois de composés de composition constante et de composés soumis à la loi des « rapports multiples » s'intègre avec une facilité étonnante. La clarté et l'applicabilité du schéma aux yeux de plusieurs générations de chimistes ont même servi d'« explication » à ces lois, et ce n'est que maintenant qu'il devient clair que la « constance de la composition » est possible beaucoup plus souvent qu'on ne le pensait auparavant, que le facteur Le déterminant est la relation connue entre la « nature » ​​encore indéfinissable des corps réactifs, le type d’énergie externe agissant sur le système et les complexes (phases) physiquement hétérogènes disponibles qui le composent. Quant à la loi des « rapports multiples », elle n’a toujours pas d’explication généralement acceptée ; La comparaison de Wald avec la loi des paramètres rationnels en cristallographie n'est pas satisfaisante en raison de son manque de clarté et du manque de clarté des principales dispositions ; N. S. Kurnakov partage également le point de vue de Wald dans son rapport « Sur la fusibilité des alliages métalliques », XIe Congrès des sciences naturelles. et vr. à Saint-Pétersbourg en 1901 ; le parallélisme des deux positions ne peut guère être mis en doute ; mais, si en cristallographie la loi nommée a même une preuve mathématique, qui semble être basée sur l'impossibilité de l'existence de cristaux sphériques, alors on ne sait toujours pas quelle position parallèle doit être acceptée par X. En revanche, Duhem dit : « Il est évident que la réponse (de la théorie atomique aux phénomènes de rapports multiples) est satisfaisante et peut même être considérée comme une victoire pour la théorie atomique, victoire d'autant plus notable que cette explication de la loi des rapports multiples n'a pas été ajustée ultérieurement, ce qui, au contraire, est du même âge que la loi, et peut-être a précédé sa découverte. Cette victoire est-elle définitive ? Pour qu'il en soit ainsi, il faut non seulement que l'explication des rapports multiples donnée par la théorie atomique soit un courant probable, mais aussi le seul possible Mais qui ose prendre sur lui la garantie de cette interprétation et décide d'affirmer qu'il ne sera jamais possible d'en trouver une autre ? plus loin; si l'on prend en compte avec quelle facilité, avec quelle clarté tous les principes du X. moderne s'intègrent dans la présentation à partir de laquelle non seulement le mot, mais aussi l'idée même d'atomes [Duhem veut dire la présentation qu'il a donnée dans le ouvrage cité ("Le mixte et la comb. chim.", 1902).]; et d'autre part, si l'on prête attention aux contradictions qui surgissent désormais dès que l'on explique ces principes du point de vue atomique [Cf . Stallo, « La Matière et la Physique moderne. »], il est difficile de se défendre contre l'idée que le seul succès de la théorie atomique représente une victoire apparente dont l'avenir n'est pas garanti ; que cette théorie ne nous présente pas la raison véritable et objective de la loi des rapports multiples ; que cette raison doit encore être découverte, et enfin que le X moderne ne parle pas en faveur de la doctrine d'Épicure. " Peu importe les réponses de l'avenir, pour l'instant le point est le suivant : Dalton a remarqué l'existence de " relations multiples ". et considérait que ces phénomènes découlent des idées atomiques, car ils correspondent aux combinaisons d'atomes les plus simples possibles ; nous connaissons aujourd'hui un très grand nombre de systèmes de composition indéfinie, et pas seulement à l'état gazeux et liquide, comme c'était le cas dans l'ouvrage de Dalton. le temps, mais aussi dans le solide (des mélanges isomorphes de Mitscherlich à la solution solide de Fan't Hoff) ; On ne peut pas dire que ces phénomènes contredisent directement la structure atomique de la matière, mais ils nécessitent une explication de la raison pour laquelle ils ne sont pas constamment observés, et il est évident que l’on ne peut plus se reposer sur la « simplicité » dans cette explication. 3) Enfin, avec la loi des rapports multiples, Dalton a donné aux chimistes un critère facilement accessible pour juger s'ils avaient affaire à un seul corps ou à système complexe, formé par l'interaction de deux ou plusieurs corps stables dans des conditions expérimentales. Cet aspect du sujet n'a pas été clairement formulé par les contemporains, mais l'importance de la loi elle-même n'a pas échappé à leur attention, et Thomson découvre bientôt (14 janvier 1808) que le sel acide oxalique-potassique contient presque le double d'acide. par rapport à sel moyen, et Wollaston découvre (28 janvier 1808) des relations simples et multiples pour certains sels d'acide, carbonique et oxalique, puis pour les définitions échelles atomiques Berzelius est accepté et leur consacre plusieurs années de travail persistant et inhabituellement approfondi [Cp. Ostwald, "Klassiker", n° 35, "Versuch die bestimmten und einfachen Verhältnisse autzufinden, nach velchen die Bestandtheile der unorganischen Natur mit einander verbunden sind, von J. Berzelius" - 1818-19 ; à cet ouvrage principal Berzelius donna plus tard plusieurs autres articles.] Ce n'est pas le lieu de s'attarder sur les difficultés que rencontrèrent les chimistes pour établir les poids atomiques, et comment les règles de Dalton furent progressivement éliminées, et Berzelius y apporta les lois de la capacité thermique des éléments solides, Dulong et Petit, l'isomorphisme de Mitscherlich ( 1819); Bornons-nous à souligner que tout cela s'est avéré insuffisant et que les poids atomiques modernes n'ont été établis qu'après ce qu'on appelle " théorie moléculaire"Avogadro-Ampera.

Lois volumétriques de Gay-Lussac. Lavoisier (« Œuvres etc. », I, 73 et 75) a remarqué que pour que l'oxygène, se combinant avec l'hydrogène, forme de l'eau, il faut prendre le double du volume d'hydrogène par volume ; cette circonstance a été contestée plus tard (Dalton, par exemple, pensait que pour 185 parties d'hydrogène, il fallait avoir 100 volumes d'oxygène), et il était donc important qu'A. F. Humboldt et Gay-Lussac, avec des expériences extrêmement approfondies pour l'époque, établissent [ "Expériences sur les moyens endiométriques et sur la proportion des principes constituants de l'atmosphère", 1805; voir Ostwald, "Klassiker" n° 42.] que Lavoisier avait raison et qu'en effet, 200 environ . l'hydrogène nécessaire à la formation de l'eau est de 100 vol. oxygène. A cette époque, il y avait déjà un différend entre Proulx et Berthollet sur la constance de la composition des composés chimiques ; par contre, Dalton dans son « Nouveau système de philosophie chimique » se prononçait en faveur de la composition atomique inchangée des composés « chimiques ». composés, et donc Gay-Lussac en 1808 (mémoire « Sur la combinaison des substances gazeuses, les unes avec les autres » [Voir Ostw. « Klas. » n° 42.] entreprit une longue étude sur l'interaction de divers gaz ; le les résultats étaient favorables aux vues de Proulx et de Dalton, à savoir que Gay-Lussac a trouvé « que les combinaisons de corps gazeux entre eux se produisent toujours dans des rapports très simples, de sorte qu'avec un volume d'un gaz 1, 2 et, au plus, 3 volumes d'un autre sont combinés. Ces rapports volumiques ne s'observent pas pour les corps liquides et solides, mais sont égaux ainsi, et pour les poids des corps en réaction, ce qui constitue une nouvelle preuve que ce n'est qu'à l'état gazeux que les corps sont dans le même circonstances et sont soumis aux lois correctes. , et cela est également caractéristique de l'état gazeux. Habituellement, dans les manuels modernes, les observations de Gay-Lussac sont résumées sous la forme de deux lois : 1) Les volumes des corps réactifs à l'état gazeux et vapeur sont soit égaux, soit dans des rapports simples, exprimés sous forme de rapports de petits entiers simples. et 2) Le volume du corps résultant à l'état gazeux ou vaporeux est toujours dans un rapport simple au volume (gaz-vapeur) de chacun des éléments constitutifs qui le composent. Les expériences de Gay-Lussac ont apparemment mis fin au différend entre Berthollet et Proulx. Aussi étrange que cela puisse paraître à première vue, Dalton y a réagi négativement, à savoir qu'en plus de son « Nouveau système de philosophie chimique », il critique les observations de Gay-Lussac sur l'interaction de l'oxyde nitrique et de l'oxygène (en effet erronées) et ajoute : « En fait, ce qu'il affirme sur les volumes est analogue à ce que je dis sur les atomes ; et s'il pouvait être prouvé que tous les gaz (fluides élastiques) contiennent dans des volumes égaux un nombre égal d'atomes, ou de nombres liés à 1, 2 , 3, etc., alors les deux hypothèses coïncideraient à l'exception que la mienne est universelle, et la sienne n'est applicable qu'aux gaz. Gay-Lussac ne pouvait s'empêcher de voir qu'une telle hypothèse a été considérée par moi et rejetée, comme sans valeur [Dalton fait référence à l'endroit de son livre où il dit qu'il avait autrefois eu une vague croyance, qu'il partageait avec beaucoup d'autres, que dans des volumes égaux de tout gaz (simple et chimiquement complexe), il y avait un nombre égal d'atomes, mais il devrait l'ont abandonné, d'une part, sur la base d'observations de l'interaction de l'oxygène avec l'oxyde nitrique, lorsqu'un mélange de volumes égaux de gaz est parfois réduit de moitié, ce qui indique que le corps final contient moins d'atomes par unité de volume que les corps initiaux (cette observation est incorrecte) , et deuxièmement, parce que le rythme. le poids de la vapeur d'eau est inférieur au battement. poids d'oxygène le formant, ce qui serait impossible s'il était formé par la combinaison de 2 atomes d'hydrogène (2 vol.) avec 1 atome d'oxygène (1 vol.).], mais il a ressuscité cette idée, et j'en ferai quelques-unes choses à ce sujet, même si je ne doute pas qu'il verra bientôt lui-même l'incohérence de son point de vue. » Dalton termine ainsi : « La vérité, j'en suis convaincu, est que les gaz ne se combinent jamais en volumes égaux ou simples ; nulle part il n'y a d'approximation plus proche de la précision mathématique, comme dans le cas de l'hydrogène avec l'oxygène, et pourtant, la plus précise de mes expériences montre : ici à 1,97 vol. l'hydrogène représente 1 vol. oxygène." Nous savons maintenant que Gay-Lussac était sans doute plus proche de la vérité que Dalton, et c'est dans le cas de l'hydrogène et de l'oxygène que Morley et Scott ont montré que le rapport réel était de 2,002 pour 1.

La position d'Avogadro. En juin 1811, le physicien italien A. Avogadro entreprend de concilier les vues de Dalton avec les observations de Gay-Lussac dans un article intitulé : « Essai d'une manière de terminer les masses relatives des molécules élémentaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans le s combinaison" , molécule constituante - une molécule d'un corps élémentaire et molécule élé mentaire - un atome d'un corps élémentaire, mais un des endroits de l'article fait penser que molécule inté grante signifie aussi un atome (cf. Ostwald, "Klassiker", n° 8).]. « Gay-Lussac a montré dans un mémoire intéressant, écrit Avogadro, que les combinaisons de corps gazeux se produisent toujours dans des rapports volumiques très simples et que, dans le cas d'un produit de réaction gazeux, son volume est également dans des rapports simples aux volumes de les corps en réaction. Mais les relations entre les masses des éléments constitutifs d'un composé peuvent sembler dépendre uniquement du nombre relatif de molécules en réaction (et de leurs masses) et du nombre de molécules complexes formées. Par conséquent, il faut conclure qu'il existe de très nombreuses relations simples entre les volumes des corps gazeux et le nombre de molécules qui les composent. Premièrement et , apparemment, la seule hypothèse acceptable devrait être reconnue comme le fait que le nombre de molécules de tout gaz est le même dans des volumes égaux, ou est toujours proportionnel En effet, si pour différents gaz dans des volumes égaux le nombre de molécules était différent, il serait difficile de comprendre que la loi régissant la distance des molécules conduise dans tous les cas à une connexion aussi simple que celle énoncé plus haut, que l'on est obligé de reconnaître entre le volume et le nombre de molécules... Partant de cette hypothèse, nous disposons apparemment d'un moyen de déterminer facilement masses relatives les molécules pour les corps capables d'exister à l'état gazeux, ainsi que le nombre relatif de molécules nécessaires à la réaction ; à savoir, les rapports des masses de molécules dans cette hypothèse sont les mêmes que les rapports entre les densités de différents gaz (à températures et pressions égales), et le nombre relatif de molécules en réaction est donné directement par le rapport des volumes de les gaz formant un composé donné. Par exemple, puisque les nombres 1,10359 et 0,07321 expriment la densité des gaz oxygène et hydrogène (le poids d'un volume égal d'air = unité de poids spécifique [Ces chiffres sont incorrects.], alors leur rapport, sinon, le rapport entre égaux Les masses volumiques des deux gaz, représentent, selon notre hypothèse, le rapport entre les masses de leurs molécules, d'où il résulte qu'une molécule d'oxygène est presque 15 fois plus lourde qu'une molécule d'hydrogène, ou, plus précisément, elles sont dans le rapport de 15,074 à 1... [Le rapport donné ici est incorrect (voir Formules chimiques). Pour comprendre le raisonnement d'Avogadro, notons le poids d'une molécule d'oxygène par M, le poids d'une molécule d'hydrogène jusqu'à 1, alors le poids d'un certain volume d'oxygène sera - xM, Où X le nombre de molécules d'oxygène dans ce volume et le poids du même volume d'hydrogène =x1(par poste). Des rythmes connus. poids des deux gaz en rel. à l'air, soit des quantités : (xM)/p Et (x1)/p, Où R- poids d'un volume d'air égal ; il est évident que [(xM)/p] :[(x 1)/p] = M/1, c'est-à-dire égal au rapport entre les poids des molécules d'oxygène et d'hydrogène, ce dernier étant accepté comme unité de mesure conventionnelle.] D’un autre côté, puisque nous savons que le rapport entre les volumes d’hydrogène et d’oxygène lors de la formation de l’eau = 2:1, nous savons donc que l’eau est formée par l’interaction de chaque molécule d’oxygène avec deux molécules d’hydrogène. .. Mais il y a une considération qui, à première vue, s'oppose à l'hypothèse de notre hypothèse sur les corps complexes. Il semble nécessaire qu'une molécule complexe formée par l'interaction de deux ou plusieurs molécules de corps simples ait une masse égal au montant les masses de ces derniers ; ou en particulier, lorsqu'un corps complexe est obtenu par l'interaction de 1 mole. un corps avec 2 ou plusieurs mol. un autre corps, de sorte que le nombre de piles complexes. est resté égal au nombre de mol. premier corps. Dans le langage de notre hypothèse, cela équivaut au fait que, lorsqu'un gaz se combine avec deux ou plusieurs volumes d'un autre gaz, le volume du composé à l'état gazeux doit être égal au volume du premier gaz. Cependant, dans un grand nombre de cas, cela n'est pas observé. Par exemple, le volume de l'eau à l'état gazeux, comme l'a montré Gay-Lussac, est le double du volume de l'oxygène utilisé pour la former, ou, ce qui revient au même, égal au volume de l'hydrogène, au lieu d'être égal au volume de l'eau. d'oxygène. Mais la manière d’interpréter ces faits conformément à notre hypothèse se présente également ; à savoir, nous supposons : 1) que les molécules de tout corps élémentaire... ne sont pas formées de molécules élémentaires individuelles (atomes), mais sont composées d'un certain nombre d'entre elles, unies entre elles par une attraction mutuelle, et 2) que lorsque le les molécules d'un autre corps sont combinées avec les molécules du premier, formant une molécule complexe, puis la molécule intégrale qui doit être formée se divise en deux ou plusieurs parties formées de la moitié, du quart, etc. le nombre de molécules du premier corps entrant dans la connexion, reliée à la moitié, au quart des molécules du deuxième corps..., de sorte que le nombre des molécules finales devient double, quadruple, etc., comparé à ce qu'il aurait été sans désintégration, et tel que est requis par le rapport volumique observé du gaz résultant ["Ainsi, par exemple, la molécule d'eau finale doit être composée d'une demi-molécule d'oxygène reliée à une molécule, ou deux demi-molécules, d'hydrogène" (env. Avogadro). Acte de connexion 2 vol. hydrogène avec 1 vol. Avogadro imagine l'oxygène comme un composé 2x ils disent de l'hydrogène avec 1 fois ils disent oxygène avec la formation initialement 1 fois jetées complexes eau, contenant chacune 2 mol. hydrogène et 1 mol. l'oxygène, mais se désintègre ensuite en 2x mol. plus simple, dont la masse est déjà égale

(2x mol. d'hydrogène + x mol. d'acide)/2x = (2 mol. d'hydrogène)/2 + (mol. d'acide)/2 = mol. hydrogène + (mole d'acide)/2 ;

chaque volume de vapeur d'eau contient 2 fois moins d'oxygène qu'un volume égal d'oxygène gazeux, ce dernier contenait X ils disent acide, et un volume égal de vapeur contient

xmol. eau = x (mol. hydrogène + mol. acide./2).].

En examinant divers composés gazeux les plus bien étudiés, je ne trouve que des exemples de doublement du volume de l'un des termes, en connexion avec deux ou plusieurs volumes d'un autre corps [L'expression est incorrecte, mais malheureusement souvent utilisée. Il ne fait aucun doute qu'on n'observe ici aucun doublement de volume, bien au contraire une diminution ; Avogadro parle de doublement du fait que, selon son hypothèse, le volume des corps réactifs est initialement réduit à un volume. De nos jours, il est possible de donner beaucoup plus exemples complexes et l'équation de la formation de sulfure d'hydrogène à temp. point d'ébullition du soufre :

S 8 + 8H 2 = 8SH 2

Avogadro devrait expliquer la formation de la molécule initialement complexe S 8 Η 16 et l'augmentation ultérieure de son volume : S 8 H 16 = 8SH 2.]. Nous avons déjà vu cela pour l'eau. De même, nous savons que le volume d’ammoniac est le double du volume d’azote (libre) qu’il contient. Mais il est possible que dans d'autres cas les molécules soient divisées en 4, 8, etc. Il faut s'attendre a priori à la possibilité d'une telle division... Quelle idée réelle pourrions-nous nous formuler sur la combinaison réelle de deux corps gazeux interagissent à parts égales entre les volumes et ne les modifient pas, comme par exemple dans le cas de l'oxyde nitrique [Composition et spécifications. le poids de l'oxyde nitrique est donné dans la formule NO, dont la formation à partir d'azote et d'oxygène ne peut être représentée que par l'équation

N2 + O2 = 2NO.

En fait, cette réaction n’a pas encore été réalisée. De bons exemples sont les réactions suivantes :

H 2 + Cl 2 = 2HCl,

H 2 + Br 2 = 2HBr,

se produisant sans changement de volume.]. Avec l'hypothèse de la divisibilité des molécules, il est facile de voir que la connexion transforme en réalité deux sortes de molécules en une seule et qu'il faudrait une réduction d'au moins le volume d'un des gaz si chaque molécule complexe (voir note ci-dessus) n'étaient pas divisés en deux autres, de nature identique... Sur la base d'hypothèses arbitraires sur le nombre le plus probable de molécules (atomes) dans les composés, Dalton a tenté d'établir des relations entre les molécules de corps simples. Notre hypothèse... nous permet de corriger ses données... Ainsi, par exemple, Dalton suppose que l'eau est formée par la combinaison de l'hydrogène et de l'oxygène, molécule par molécule (atome par atome). Sur cette base et sur la base des poids relatifs des deux corps contenus dans l'eau, il s'ensuit que la masse de la molécule d'oxygène doit être liée à la masse de la molécule d'hydrogène d'environ 7½ pour 1, ou, selon la propre estimation de Dalton. , comme 6 pour 1. Selon notre hypothèse, ce rapport est juste deux fois plus grand, à savoir = 15:1. Quant à la molécule d'eau, elle devrait être égale en nombres ronds à 15 + 2 = 17 (en prenant la molécule d'hydrogène pour 1), si elle n'était pas divisible par 2 ; mais à cause de cette division, il devient la moitié de la taille, c'est-à-dire 8½, ou plus précisément 8,537, comme on peut le trouver directement en divisant le temps. poids de vapeur d'eau, soit 0,625 (Gay-Lussac ; la densité est donnée par rapport à l'air) par densité. le poids de l'hydrogène est de 0,0732. Cette masse diffère du 7, attribué par Dalton à la molécule d'eau, uniquement en raison de la différence dans les nombres acceptés par Dalton pour la composition de l'eau", etc. Que les vues d'Avogadro aient été peu appréciées par ses contemporains n'est pas surprenant. Dalton ne pouvait pas d'accord avec eux parce qu'il doutait généralement de l'exactitude des observations de Gay-Lussac, et de plus, les vues d'Avogadro allaient à l'encontre de ses convictions sur l'indivisibilité des atomes ; il est plus étrange que l'article d'Avogadro soit ensuite resté complètement oublié et que même aujourd'hui de nombreux malentendus à ce sujet peut être trouvé dans l'argumentation des manuels scolaires. Il est nécessaire de voir clairement que la position d'Avogadro : « Des volumes égaux de tout gaz à des températures et des pressions égales contiennent un nombre égal de molécules », ou vice versa : « Des volumes égaux correspondent à un nombre égal de molécules ». de gaz prélevés à températures et pressions égales », représente, à proprement parler, non pas une « hypothèse », mais une définition purement conditionnelle, et rien de plus [Ostwald dans son « Grundlinien » l’appelle le postulat d’Avogadro.] ; En l'acceptant, nous acceptons de représenter nos composés de telle manière que leurs réactions obéissent aux lois de Gay-Lussac, c'est-à-dire c'est-à-dire que chaque formule correspond à l'état gazeux à un certain volume normal conventionnel dans des conditions normales, et il est clair que nous pouvons ainsi exprimer toutes les transformations dont traite X., car elles sont toutes concevables comme se produisant à l'état gazeux. ; Le fait que nos formules convergent avec la réalité non seulement à la température et à la pression expérimentale, mais aussi à d'autres, découle simplement de l'applicabilité relativement large des lois de Boyle-Mariotte et de Charles-Gay-Lussac (voir Gaz). De quand datent les données expérimentales concernant le rythme. les poids d'une vapeur donnée ne correspondent pas à la formule attendue, alors nous recherchons généralement une température et une pression auxquelles un tel accord est observé, ou nous ignorons complètement les données expérimentales et écrivons des formules « moléculaires » qui ne correspondent pas à la « loi » d'Avogadro ; Ainsi, dans tout X. organique, on ne peut trouver qu'une molécule d'acide acétique. a la formule : C 2 H 3 O (OH), que l'existence de 3 atomes d'hydrogène dans l'acide acétique, non sous forme de résidu aqueux, est évidente du fait qu'en agissant sur l'acide avec du chlore, on peut remplacer successivement 1/3, 2/3 et enfin 3/3, c'est à dire que tout l'hydrogène est du chlore ; et en attendant, il ne fait aucun doute qu'à temp. à ébullition, la formule de la vapeur d'acide acétique correspond étroitement - C 4 H 8 O 4, et la formule de l'acide monochloroacétique est plus proche de C 4 H 6 Cl 2 O 4 que de C 2 H 3 ClO 2. On pourrait donner bien d'autres exemples de ce genre, mais celui-ci démontre déjà clairement que nous n'avons pas affaire à la « loi d'Avogadro », c'est-à-dire non pas à un rapport numérique objectif et qui ne dépend pas de notre arbitraire, mais à une manière de exprimant , calcul de données expérimentales. Il est possible que le nombre réel de molécules contenues dans un volume donné d'un gaz (à moins que les molécules ne représentent notre fiction) n'ait aucun rapport avec le nombre de molécules établi par la proposition d'Avogadro, et il est concevable que dans des volumes égaux de deux gaz ( à températures et pressions égales) est en fait constitué d'un nombre complètement différent d'entre eux [Depuis la loi de Boyle et Charles - PV = RT n'est pas mathématiquement exact, alors même en considérant que la position d'Avogadro correspond strictement à la réalité, nous devons admettre que l'égalité mathématique des molécules dans des volumes égaux de deux gaz n'est possible qu'à un certain point de température et à une certaine pression (ou à un certain et rapports artificiels entre les masses de gaz et les volumes occupés par ceux-ci).]; Les lois de Gay-Lussac, trouvées expérimentalement et totalement indépendantes de nos idées sur la structure de la matière, ne seront en rien affectées par une telle hypothèse : elles resteront aussi inexplicables que la « loi des relations multiples » qu'elles représentent. pour les corps gazeux, est inexplicable. C'est bien dommage car dans certains manuels de X. on peut trouver une preuve mathématique de l'exactitude de la « loi », et, de plus, une preuve initiée par Maxwell (« Theory of Heat », L., 1894, 325 ; « Loi de Gay-Lussac »). "Considérons, dit-il, le cas où deux gaz sont en équilibre thermique. Nous avons déjà montré que si Μ 1 et M 2 représentent les masses des molécules individuelles de ces gaz, un V 1, et V 2 vitesses d'agitation correspondantes, il faut que selon l'équation (1) à l'équilibre thermique

M 1 V 1 2 = M 2 V 2 2 .

Si les pressions des deux gaz p 1 et p 2 et le nombre de molécules par unité de volume N 1 et N 2, alors selon l'équation (2)

p 1 = 1/3 M 1 N 1 V 1 2

R. 2 = 1/3 M 2 N 2 V 2 2 ;

si les pressions sont égales, alors

M 1 N 1 V 1 2 = M 2 N 2 V 2 2,

et si les températures sont égales, alors

Μ 1 V 1 2 = Μ 2 V 2 2 ;

en divisant terme par terme les deux dernières équations, on trouve que Ν 1 = N2(6), ou que lorsque deux gaz sont à la même température et à la même pression, alors le nombre de molécules par unité de volume est le même pour les deux gaz. " Il semble évident à l'auteur que même lorsque les pressions de deux gaz différents sont égaux, étant à l'équilibre de température, les expressions pour R. 1 Et R. 2 ne peut être assimilé tant qu'il n'est pas prouvé que cela doit impliquer des volumes égaux des deux gaz ; c'est ce que suppose Maxwell, puisque N 1 et N 2, ils font référence à des « unités de volume », mais la nécessité d'une telle hypothèse ne peut pas être considérée comme évidente, car la pression du gaz, une fois établie, n'a aucun rapport avec le volume occupé par le gaz. Grâce à ce choix arbitraire, un problème indéfini acquérait lui-même une solution définitive. Clausius (1857) était plus prudent à cet égard ; il supposait que des volumes égaux de gaz contenaient un nombre égal de molécules, et il en déduisait, en utilisant la théorie cinétique des gaz, que leurs forces vitales devaient être égales. Ainsi, nous ne pouvons pas avoir de preuve de la position d'Avogadro, mais il ne fait aucun doute qu'une fois que nous acceptons sa définition, nous sommes capables d'établir facilement les poids relatifs des molécules (les poids relatifs de volumes égaux de gaz) ; le tout se résume à deux définitions du rythme. poids des gaz comparés, et, comme nous l'avons vu plus haut, il est totalement indifférent par rapport au gaz par lequel les battements sont déterminés. poids. Avogadro considérait la molécule d'hydrogène comme l'unité de poids moléculaire (voir ci-dessus) ; Or, très souvent, une telle unité est considérée comme l’atome d’hydrogène. La question suivante est de savoir combien d’atomes d’hydrogène se trouvent dans sa molécule et quelle définition du mot « atome » peut être donnée, en suivant la terminologie d’Avogadro. L'expérience a montré que lorsque interaction chimique corps gazeux, souvent l'un d'eux après transformation est plus grand volume qu'avant l'expérience ; ainsi, par exemple, on a indiqué plus haut qu'une masse donnée d'oxygène sous forme de vapeur d'eau occupe deux fois le volume que la même masse d'oxygène pur prise dans les mêmes conditions de température et de pression ; avec Avogadro, nous exprimons cela en disant que dans la formation de l'eau, la molécule d'oxygène est divisée en deux moitiés absolument identiques et, par conséquent, nous reconnaissons que les réactions chimiques peuvent s'accompagner de divisions moléculaires ; l'expérience montre que cette division va souvent si loin qu'elle nous est inaccessible par toute autre voie ; ainsi, par exemple, si nous restons avec l'exemple que nous venons de mentionner, quelle que soit la température à laquelle nous comparons la vapeur d'eau avec l'oxygène, un volume donné d'oxygène gazeux en contiendra toujours deux fois plus en poids que celui contenu dans un volume égal de vapeur d’eau. En revanche, le mot « atome », qui vient du gr. sl. άτομος - indivisible, nous oblige à désigner avec lui une telle masse de matière que nous pouvons reconnaître comme incapable d'une simplification ultérieure par division. D'où la définition moderne d'un atome : c'est - la plus petite masse d'un élément donné avec laquelle il est inclus dans des molécules chimiquement complexes, c'est-à-dire des molécules de tels corps dans lesquelles, en plus de cet élément, il y a au moins un autre élément. Pour résoudre la question posée ci-dessus, il faut ensuite déterminer le rythme. poids d'hydrogène de différents composés d'hydrogène, déterminer par analyse quelle proportion de ces battements. les poids exprimés en molécules d'hydrogène tombent sur l'hydrogène et le plus petit est pris comme son atome ; Selon la loi de Gay-Lussac, la relation entre la masse trouvée et la masse de la molécule d'hydrogène doit être exprimée comme un nombre entier simple, c'est-à-dire relativement petit. Vous pouvez le faire différemment ; vous pouvez comparer les volumes de composés gazeux avec le volume d'hydrogène qu'ils contiennent ; le rapport exprimé par le plus grand entier nous donne une mesure de la divisibilité de la molécule d'hydrogène. Pour plus de clarté, prenons, comme exemples, les composés de l'hydrogène : le gaz des marais (un composé de carbone et d'hydrogène), l'ammoniac (un composé d'azote et d'hydrogène), l'eau (un composé d'oxygène et d'hydrogène) et le chlorure d'hydrogène (la composition élémentaire est donné par le nom lui-même); battre poids d'hydrogène du premier = 8, soit poids X ils disent gaz des marais : poids X ils disent hydrogène = 8, d'où mol. gaz des marais = en poids 8 mol. hydrogène; l'analyse montre que ¼ de cette quantité est de l'hydrogène, trace., mol. le gaz des marais est constitué de carbone (pesant 6 moles d’hydrogène) et de 2 moles d’hydrogène. hydrogène; battre poids d'ammoniac = 8½ et 1½, poids. unités de cette quantité sont de l'hydrogène ; ensuite, en raisonnant de la manière précédente, nous arrivons à la conclusion que 1 mol. l'ammoniac est constitué d'azote (pesant 7 moles d'hydrogène) et 1½ = 3/2 moles. hydrogène; composition de la molécule d'eau - oxygène (en quantité = 8 moles. hydrogène) et 1 mol. hydrogène; enfin, battez. poids de chlorure d'hydrogène = 18,25, dont seulement 0,5 est de l'hydrogène ; ensuite, la molécule de chlorure d'hydrogène est constituée de chlore (= 17,75 mol. d'hydrogène) et de ½ mol. hydrogène; la dernière valeur est la plus petite que nous ayons trouvée ; Par conséquent, nous pouvons supposer que la molécule d’hydrogène est divisible en deux, et cette moitié peut provisoirement être considérée comme le « poids atomique » de l’hydrogène. Évidemment, la considération de ces composés du point de vue de leur composition volumétrique conduit à la même conclusion ; Les chiffres donnés ci-dessus disent exactement que 1 vol. le gaz des marais est égal à ½ vol. hydrogène qu'il contient, 1 vol. ammoniac = 2/3 vol. hydrogène qu'il contient, 1 vol. vapeur d'eau = 1 vol. l'hydrogène qu'il contient, et enfin, 1 vol. le chlorure d'hydrogène représente le double du volume d'hydrogène qu'il contient ; la plus grande augmentation s'est produite dans la formation de chlorure d'hydrogène et, selon Avogadro, il faut reconnaître que la molécule d'hydrogène est divisible en deux. De nombreuses déterminations de la composition d'une grande variété de composés ont montré qu'il n'existe pas de composés chimiquement complexes dont la molécule contient moins de la moitié d'une molécule d'hydrogène ; On peut donc finalement appeler cette quantité l'atome d'hydrogène [Cf. cependant les expériences de J. J. Thomson.] et, la désignant par la lettre H,écrivez la molécule d'hydrogène H 2. Afin de trouver du oud. le poids du gaz par rapport à l'hydrogène, il faut prendre le rapport entre les poids de volumes égaux de gaz et d'hydrogène (à une certaine température et pression), contenant, par définition, un nombre égal de molécules, et donc ce battement. poids

D = (xM)/(xH 2),

Où X- nombre inconnu de molécules des deux gaz, M est le poids d'une molécule d'un gaz donné, et H 2 - le poids d'une molécule d'hydrogène, ou en mots : le poids moléculaire du gaz est D fois le poids moléculaire de l’hydrogène ; quand on l'exprime en atomes d'hydrogène (dans la moitié d'une molécule d'hydrogène), alors il est égal à 2D fois le poids atomique de l’hydrogène. Habituellement, cette dernière est prise comme unité de mesure ; Alors

M = 2D,

mais il faut se rappeler que dans cette expression D est un nombre abstrait, et 2 est nommé, puisqu'il remplace 2 atomes d'hydrogène, et il a déjà été indiqué plus tôt (voir Formules) que dans le cas où l'on considère l'oxygène = 16, alors le poids atomique de l'hydrogène = 1,008, etc., alors

M" = 2·1,008D,

Où M" représente une formule dans laquelle tous les poids atomiques sont attribués à O = 16, a D battre poids de vapeur (gaz) par l'hydrogène. Pour le volume des molécules grammes à H 2 = 2 et O 2 = 32, voir Formules chimiques. En conclusion, il convient de souligner qu'outre Avogadro, les auteurs suivants ont écrit sur le même sujet : Ampère ("Ann. de chim." 90, 1814, traduction allemande, dans "Klassik." d'Ostwald, n° 8) , Godin (Gandin , "Ann. chim. phys.", 35, 1833 : "Recherches sur la structure intime dos corps inorganiques d é finis etc." [L'article a été écrit avec une clarté étonnante, mais n'a pas été compris par les contemporains et a été puis oublié ; d'ailleurs, Gaudin a représenté des volumes égaux de gaz dans des carrés égaux - un moyen mnémonique qui a ensuite été introduit par Goffman.], Gérard (voir Système unitaire) et, surtout, Cannizzaro (St. Cannizzaro, "Nuovo Cimento", 7, 1858: "Sunto di un corso di filosofi a chimica fatto nella Reale Universita di Genova"; en allemand dans "Klassiker", n° 30 d'Ostwald), qui a redécouvert Avogadro. Il n'est même pas possible d'énumérer toutes les objections au "loi d'Avogadro" ici. Il suffit, comme exemple de malentendus, d'indiquer , que le poids spécifique de la vapeur d'ammoniac par rapport à l'hydrogène s'est avéré être égal non pas à la moitié de la formule, mais à un quart de celle-ci, c'est à dire.

NH 4 Cl/4 = NH 4 Cl/2H 2,

d'où il résulte que la molécule d'hydrogène correspond

NH 4 Cl/2 = N/2 + H 4 /2 + Cl/2;

puisque dans les conditions d'évaporation du NH 4 Cl il était impossible de permettre la fission des « atomes » d'azote et de chlore, c'est-à-dire l'évolution de ces éléments, G. Saint-Claire Deville a considéré la densité anormale de vapeur de NH 4 Cl comme être la preuve de l'inexactitude de la « loi d'Avogadro ». S. Cannizzaro premier [mer. E. Mitscherlich, "Ueber das Verh ältniss des spec. Gewichts de r Gasarten zu den chem. Proportionen", "Ann. Ch. Ph.", 12, 1834 et "Gesamm. Abhandl.".] a indiqué que le désaccord peut être expliqué par la décomposition de NH 4 Cl en NH 3 et HCl, qui devraient occuper le volume de 2 « molécules » d'hydrogène. L'expérience directe de Pebal a par la suite confirmé cette considération. Il convient de noter que dans de nombreux cas, il y a un battement anormal. le poids de la vapeur, il n'y a toujours pas d'étude expérimentale des produits formés, et il se peut donc que l'interprétation actuellement acceptée se révèle par la suite incorrecte. Ainsi, par exemple, une diminution de la température de battement avec une augmentation de la température. le poids de vapeur d'acide acétique, atteignant C 4 H 8 O 4 / 2H 2, s'explique généralement par l'expression :

mais la réaction suivante est également envisageable :

(anhydride acétique) + H 2 O, etc. Tous les poids atomiques modernes sont dérivés conformément à la définition d'Avogadro, et donc tous les poids chimiques modernes. éq. (notamment pour les corps gazeux) peuvent servir d'illustrations aux lois volumétriques de Gay-Lussac.

Autres lois qui servent à déterminer les poids des molécules, des atomes et équivalents. Tous les composés et éléments ne sont pas capables de se transformer en état gazeux. Nous sommes privés dans de tels cas de la possibilité d'établir le poids relatif de la molécule par battement. le poids de la vapeur (voir Détermination de la densité de vapeur) et, par conséquent, nous ne pouvons pas déterminer directement le poids atomique (le plus petit) avec lequel un élément donné est inclus dans les molécules de ces corps. La dernière valeur peut cependant être établie dans de tels cas indirectement, en utilisant certaines propriétés des solutions (voir Solutions, Cryoscopie et Ebulioscopie) ou sur la base de l'isomorphisme (voir) ; On peut établir la valeur du poids atomique en utilisant la loi de Dulong et Petit ou la loi périodique de D. I. Mendeleev (voir. Loi périodique et poids des atomes); enfin, la valeur équivalente peut être établie en utilisant la loi électrolytique de Faraday (voir Electrolyse et Dissociation électrolytique). - Sur les lois quantitatives régissant les transformations chimiques, la loi d'action de masse et la loi de Hoff - voir Affinité chimique, Equilibres chimiques, Réversibilité des réactions chimiques.

L'histoire du développement des conceptions chimiques, en plus de cet article, a été abordée à plusieurs reprises dans ce dictionnaire. Voir : Alchimie, Matière, Air, Poids atomiques, Glycols, Glycérine, Dualisme, Substitution, Isomérie, Acides, Métaux et métalloïdes, Acide lactique., Réversibilité chimique. réactions, Paraffines, Périodicité des éléments chimiques, Acides organiques saturés, Pseudomérie, Radicaux, Sel, Stéréochimie, Thermochimie, Acide acétique. (structure), Système unitaire, Phlogistique, Formules chimiques, Nomenclature chimique, Structure chimique, Affinité chimique, Types chimiques théorie, électrochimie, électrolyse, dissociation électrolytique, éthyle, théorie de l'éthéréne, théorie nucléaire et biographies de tous les chimistes éminents. Historique des informations sur les éléments et les plus importants composants chimiques- voir les articles spéciaux qui leur sont dédiés.

A.I. Gorbov. Δ.

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