Чтобы атомная теория Дальтона стала жизненно необходимой для химии, было необходимо объединить ее с молекулярной теорией, которая принимала существование частиц, образованных из двух и более атомов и способных в химических реакциях расщепляться на составляющие атомы.
Основоположником молекулярной теории явился выдающийся итальянский ученый Амедео Авогадро ди Кваренья. Развивая предположения, сделанные Гей-Люссаком, А. Авогадро в 1811 г. сформулировал гипотезу о том, что частицы различных газов независимо от того, состоят ли они из одиночных атомов или из комбинаций атомов, равно удалены друг от друга, и расстояние между ними достаточно велико. Он был уверен, что число частиц в равных объемах любых газов (при одинаковых внешних условиях — температуре и давлении) всегда одинаково. Велика заслуга А. Авогадро еще и в том, что он сумел показать физическую причину расширения и сжатия газов — изменение расстояний между частицами.
Для обозначения частиц, существующих в газах, Авогадро использовал термин «молекула»[39]. Согласно удачному выражению Гуарески, А. Авогадро был настоящим законодателем в области молекул{319}. Центральным местом в теории А. Авогадро было разъяснение различий между понятиями атом и молекула. Он конкретизировал понятия: для обозначения атомов применял сочетание «элементарная или простая молекула», а для молекул — «интегральная или составная молекула».
Если пренебречь собственными размерами молекул, то расстояние между ними должно быть одинаковым для любых газов. А. Авогадро, так же как и Дальтон, придерживался теории теплорода, тем не менее он полагал, что теплородные оболочки не настолько отличаются по своему объему, чтобы повлечь за собой различие в расстояниях между молекулами. Гипотеза Авогадро привела его к мысли о том, что относительное число «элементарных молекул» (атомов) в соединении непосредственно вытекает из объемных соотношений образующих его газов. Исходя из этого, Авогадро предложил способ определения относительных молекулярных масс веществ в газообразном (парообразном) состоянии. Он писал, что отношение масс молекул такое же, что и отношение плотностей газов при одинаковых давлениях и температуре{320}.
Амедео Авогадро ди Кваренья (1776–1856)
Обобщив все свои идеи, в 1814 г. А. Авогадро сформулировал закон, который носит его имя: равные объемы газообразных веществ при одинаковых внешних условиях (давлении и температуре) содержат одно и то же число молекул, так что плотность различных газов служит мерой массы их молекул и отношения объемов при соединении суть не что иное, как отношения между числом молекул, соединяющихся между собой при образовании сложной молекулы.
Не менее важным для естествознания явилось еще одно положение, высказанное итальянским ученым. Он пытался объяснить несоответствия в объемах продуктов реакций, протекающих в газовой фазе: синтеза воды, оксидов азота и ряда других веществ. Авогадро полагал, что частицы газов не обязательно соединяются друг с другом целиком. Продолжением этой гипотезы стало предположение о том, что молекулы простых газообразных веществ образованы не из одной, а из некоторого числа частиц, объединенных в одну силами притяжения. Соответственно, при протекании химической реакции возможно деление молекул простых веществ на составляющие их атомы. Авогадро специально не уточнял пределов делимости молекул, хотя в одной из работ писал, что при взаимодействии газообразного кислорода и водорода происходит деление их молекул надвое{321}. Как указывает М. Джуа, А. Авогадро «создал настоящую общую теорию, самый остов учения, которое … по справедливости должно называться «молекулярная теория Авогадро»»{322}.
Хотя А. Авогадро излагал свою теорию ясно и неоднократно возвращался к ней в своих последующих работах, еще в течение практически сорока лет многие химики откровенно ею пренебрегали. В частности, они не проводили различий между атомами элементов и молекулами важнейших газообразных простых веществ. Вследствие этого существовала и неопределенность при определении атомных масс многих элементов. Например, выдающийся французский физик Андре Мари Ампер, еще в 1814 г. высказывавший сходные идеи о пропорциональности числа частиц объему газов, только в 1832 г. принял различие между атомом и молекулой.
Среди причин недостаточного внимания ученых к этой теории чаще всего называют формулировку гипотезы Авогадро в контексте уже явно устаревшего учения о теплороде, отсутствие независимого метода определения молекулярных масс и межмолекулярных расстояний, а также независимых экспериментальных доказательств многоатомности молекул простых газов. Кроме того, существенным препятствием для распространения взглядов Авогадро стало недостаточно четко обозначенное разграничение между понятиями «атом» («простая молекула») и «молекула» («составная молекула»).
Проблема принятия научной общественностью учения Авогадро была обусловлена двумя основными моментами: во-первых, в работах того периода термины «атом» и «молекула» зачастую были взаимозаменяемыми; во-вторых, многие химики еще не осознавали того факта, что «интегральная молекула Авогадро» является принципиально другой структурной единицей вещества по сравнению с «дальтоновским атомом»{323}. Для атомистики первой половины XIX в. характерно наличие только двух основных уровней организации вещества: макроскопическое тело и атом. Мышление химиков постепенно приближалось к представлению о молекуле, однако она понималась именно как «сложный атом». Молекулу еще не осознавали как некую новую целостность, характерную не только для химических соединений, но и для простых тел.
Последователи атомизма с трудом воспринимали идею о делимости молекул многих простых тел, привнесенную в теоретическую химию как бы с другой, непривычной и не очень ясной молекулярной стороны. Большинству ученых более логичным казалось альтернативное атомистическое учение Дж. Дальтона, получившее импульс к дальнейшему развитию в трудах Й.Я. Берцелиуса. Для объединения обеих теорий необходимо было отказаться от исходного методологического положения и осознать, что атом и молекула представляют собой качественно различные ступени организации вещества. В результате вплоть до середины 40-х гг. XIX в. можно указать лишь единичные случаи использования гипотезы Авогадро.
Так, в 1826 г. французский химик Ж.Б. Дюма предложил метод определения относительного веса органических соединений по плотности их паров. При этом в основу своего метода Дюма (см. гл. 9, пп. 9.2–9.4) положил гипотезы, по существу совпадающие с идеями Авогадро. При этом французский химик считал, что образующиеся при делении молекул частицы не следует рассматривать как предел деления веществ. В 1833 г. другой французский ученый М.А. Годэн в одной из своих работ высказал мысль, что при одинаковом давлении и температуре молекулы газообразных тел находятся на одном и том же расстоянии друг от друга. Он пришел к выводу, что молекулы простых газообразных веществ состоят, по меньшей мере, из двух атомов, и при соединении их друг с другом каждая образующаяся молекула делится пополам. Важно отметить, что Годэн настаивал на необходимости четкого разграничения содержания понятий «атом» и «молекула».
Однако статьи Годэна, так же как и работы Авогадро, по-видимому, не привлекли особого внимания современников. В связи с тем, что работы А. Авогадро получили всеобщее признание только во второй половине XIX в., до сих пор предпринимаются попытки приписать заслугу открытия единой атомно-молекулярной теории Дж. Дальтону, однако это следует расценить как непонимание трудов итальянского ученого даже после триумфа атомно-молекулярной теории. Один из первых ученых, сумевший оценить истинное значение трудов А. Авогадро, — Вальтер Нернст был твердо убежден, что молекулярная теория и закон Авогадро представляют собой один из краеугольных камней в фундаменте химической науки{324}. Позднее имя итальянского ученого было увековечено в названии постоянной Авогадро NA = 6,022x1023 моль–1, равной числу структурных частиц в 1 моль вещества, которую рассматривают как всемирную константу.