Работы Авогадро. Открытия новых химических элементов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Казанский (Приволжский) Федеральный Университет Химический институт им. А.М.Бутлерова

Реферат

Работы Авогадро. Открытия новых химических элементов

Подготовила студентка 711гр.

Хисаметдинова З.Р.

Проверил Будников Г.К.

Казань 2014

Содержание

Введение

1. Биография Авогадро

2. Научная деятельность Авогадро

3. Закон Авогадро

4. Открытия новых химических элементов

Заключение

Список литературы

Введение

Одной из важнейших задач химии второй половины XIX века стала систематизация химических элементов. Создание Периодической системы стало результатом длительного эволюционного процесса, который начался с закона триад, предложенного И. В. Дёберейнером в 1829 году^. Выявленная им несомненная взаимосвязь между свойствами элементов и их атомными массами была развита Л. Гмелиным, показавшим, что эта взаимосвязь значительно сложнее, нежели триады. Ж. Дюма и М. фон Петтенкофер предложили дифференциальные системы, направленные на выявление закономерностей в изменении атомного веса элементов, которые были развиты А. Штреккером. В середине 1860-х У. Одлинг, А. Э. Бегуйе де Шанкуртуа, Дж. Ньюлендс и Л. Мейер предложили несколько вариантов таблиц, в которых уже явственно прослеживается периодичность свойств элементов.

В 1869 году Д. И. Менделеев опубликовал первый вариант своей Периодической таблицы и сформулировал Периодический закон химических элементов. Менделеев не просто констатировал наличие взаимосвязи между атомными весами и свойствами элементов, но взял на себя смелость предсказать свойства нескольких неоткрытых ещё элементов. После того, как предсказания Менделеева блестяще подтвердились, Периодический закон стал считаться одним из фундаментальных законов природы.

Огромный вклад в развитие химической атомистики внёс шведский химик Й. Я. Берцелиус, определивший атомные массы многих элементов. Он же в 1811--1818 разработал электрохимическую теорию сродства, объяснявшую соединение атомов на основе представления о полярности атомов и электроотрицательности. В 1814 году Берцелиус ввел систему символов химических элементов, где каждый элемент обозначался одной или двумя буквами латинского алфавита, многие обозначения Берцелиуса совпадают с современными международными.

Свою молекулярную теорию, органично дополняющую атомистику Дальтона, разработал А. Авогадро, однако его взгляды долгое время не находили признания.

Наряду с атомными весами, долгое время в химии существовала система «эквивалентных весов», которую развивали У. Волластон и Л. Гмелин. Многим химикам эквивалентные веса казались более удобными и точными, чем атомные, поскольку они рассчитывались без принятых Дальтоном допущений. Однако для органической химии система эквивалентов оказалась малопригодной, и в 1840-х гг. Ж. Б. Дюма, Ш. Жерар и О. Лоран возродили идеи Авогадро.

Окончательную ясность в атомно-молекулярную теорию внёс С. Канниццаро. Реформа Канниццаро, получившая всеобщее признание на Международном конгрессе химиков в Карлсруэ (1860 год), завершила период, основным содержанием которого стало установление количественных законов. Определения атомных масс химических элементов, которые выполнил в первой половине 1860-х годов бельгийский химик Ж. С. Стас, до конца XIX века считались наиболее точными и открыли дорогу для систематизации элементов.

авогадро молекулярный химический элемент

1. Биография Авогадро

Граф Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро родился 9 августа 1776 года в Турине (Италия) в семье служащего судебного ведомства Филиппо Авогадро. Амедео был третьим из восьми детей. В юношеские годы посещал школу геометрии и экспериментальной физики. По традиции того времени профессии и должности передавались по наследству, поэтому Амедео занялся юриспруденцией. В 20 лет получил степень доктора церковного законоведения. В 25 лет начал самостоятельно изучать физико-математические науки.

В 1803 и 1804 годах он, совместно со своим братом Феличе, представил в Туринскую академию наук две работы, посвящённые теории электрических и электромагнитных явлений, за что и был избран в 1804 году членом-корреспондентом этой академии. В первой работе под названием «Аналитическая заметка об электричестве» он объяснил поведение проводников и диэлектриков в электрическом поле, в частности явление поляризации диэлектриков. Высказанные им идеи получили затем более полное развитие в работах других ученых. В 1806 году Авогадро получает место репетитора в Туринском лицее. В 1809 переводится преподавателем физики и математики в лицей города Верчелли.

В сентябре 1819 года Авогадро избирается членом Туринской академии наук. В 1820 году королевским указом Авогадро назначается первым профессором новой кафедры высшей физики в Туринский университет. В 1822 году Туринский университет был закрыт властями после студенческих волнений. В 1823 году Авогадро получает почётный титул заслуженного профессора высшей физики и назначается старшим инспектором в палату по контролю за государственными расходами. Несмотря на новые обязанности, Авогадро продолжал заниматься научными исследованиями.

В 1832 году Туринский университет вновь получил кафедру высшей физики, но её предложили не Авогадро, а известному французскому математику Огюстену Луи Коши, покинувшему родину в 1830 году. Только спустя два года, после отъезда Коши, Авогадро смог занять эту кафедру, где и проработал до 1850 года. В том году он ушёл из университета, передав кафедру своему ученику Феличе Кью.

После ухода из университета Авогадро некоторое время занимал должность старшего инспектора Контрольной палаты, а также состоял членом Высшей статистической комиссии, Высшего совета народного образования и председателем Комиссии мер и весов. Несмотря на почтенный возраст, он продолжал публиковать свои исследования в трудах Туринской академии наук. Последняя его работа вышла из печати за три года до смерти, когда Авогадро исполнилось 77 лет. Он умер в Турине 9 июля 1856 года и похоронен в семейном склепе в Верчелли.

2. Научная деятельность Авогадро

Свою научную деятельность Авогадро начал с изучения электрических явлений. Работы Авогадро, посвященные этой теме, появлялись вплоть до 1846 года. Большое внимание уделял он также исследованиям в области электрохимии, пытаясь найти связь между электрическими и химическими явлениями, что привело его к созданию своеобразной электрохимической теории. В этом отношении его исследования соприкасались с работами знаменитых химиков Дэви и Берцелиуса. Но в историю физики Авогадро вошел как открыватель одного из важнейших законов молекулярной физики.

В 1811 году появилась статья Авогадро «Очерк метода определения относительных масс элементарных молекул тел и пропорций, согласно которым они входят в соединения». Излагая основные представления молекулярной теории, Авогадро показал, что она не только не противоречит данным, полученным Гей-Люссаком, но напротив, прекрасно согласуется с ними и открывает возможность точного определения атомных масс, состава молекул и характера происходящих химических реакций.

Во времена Авогадро его гипотезу невозможно было доказать теоретически. Но эта гипотеза давала простую возможность экспериментально устанавливать состав молекул газообразных соединений и определять их относительную массу. Эксперимент показывает, что объемы водорода, кислорода и образующихся из этих газов паров воды относятся как 2:1:2. Выводы из этого факта можно сделать разные. Первый: молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов (Н2 и О2), а молекула воды -- из трех, и тогда верно уравнение 2Н2 + О2 = 2Н2О. Но возможен и такой вывод: молекулы водорода одноатомны, а молекулы кислорода и воды двухатомны, и тогда верно уравнение 2Н + О2 = 2НО с тем же соотношением объемов 2:1:2. В первом случае из соотношения масс водорода и кислорода в воде (1:8) следовало, что относительная атомная масса кислорода равна 16, а во втором -- что она равна 8. Кстати, даже через 50 лет после работ Гей-Люссака некоторые ученые продолжали настаивать на том, что формула воды именно НО, а не Н2О. Другие же считали, что правильна формула Н2О2. Соответственно в ряде таблиц атомную массу кислорода принимали равной 8.

Однако был простой способ выбрать из двух предположений одно верное. Для этого надо было лишь проанализировать результаты и других аналогичных экспериментов. Так, из них следовало, что равные объемы водорода и хлора дают удвоенный объем хлороводорода. Этот факт сразу отвергал возможность одноатомности водорода: реакции типа H + Cl = HCl, H + Cl2 = HCl2 и им подобные не дают удвоенного объема HCl. Следовательно, молекулы водорода (а также хлора) состоят из двух атомов. Но если молекулы водорода двухатомны, то двухатомны и молекулы кислорода, а в молекулах воды три атома, и ее формула -- Н2О. Удивительно, что такие простые доводы в течение десятилетий не могли убедить некоторых химиков в справедливости теории Авогадро, которая в течение нескольких десятилетий оставалась практически незамеченной. Отчасти это объясняется отсутствием в те времена простой и ясной записи формул и уравнений химических реакций. Но главное -- противником теории Авогадро был знаменитый шведский химик Йенс Якоб Берцелиус, имевший непререкаемый авторитет среди химиков всего мира. Согласно его теории, все атомы имеют электрические заряды, а молекулы образованы атомами с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Считалось, что атомы кислорода имеют сильный отрицательный заряд, а атомы водорода -- положительный. С точки зрения этой теории невозможно было представить молекулу кислорода, состоящую из двух одинаково заряженных атомов! Но если молекулы кислорода одноатомны, то в реакции кислорода с азотом: N + O = NO соотношение объемов должно быть 1:1:1. А это противоречило эксперименту: 1 л азота и 1 л кислорода давали 2 л NO. На этом основании Берцелиус и большинство других химиков отвергли гипотезу Авогадро как не соответствующую экспериментальным данным!

В 1821 году в статье «Новые соображения о теории определенных пропорций в соединениях и об определении масс молекул тел» Авогадро подвел итог своей почти десятилетней работы в области молекулярной теории и распространил свой метод определения состава молекул на целый ряд органических веществ. В этой же статье он показал, что другие химики, прежде всего Дальтон, Дэви и Берцелиус, не знакомые с его работами, продолжают придерживаться неверных взглядов на природу многих химических соединений и характер происходящих между ними реакций.

Эта работа интересна еще в одном отношении: в ней впервые встречается имя Ампера, по выражению Авогадро, «одного из самых искусных физиков наших дней», в связи с его исследованиями в области молекулярной теории. Эту сторону деятельности Ампера обычно не упоминают, поскольку его заслуги в области электродинамики затмевают все остальные работы. Тем не менее, Ампер работал и в области молекулярной физики и независимо от Авогадро (но несколько позже) пришел к некоторым из идей, высказанных Авогадро. В 1814 году Ампер опубликовал письмо к химику Бертолле, в котором сформулировал положение, по существу совпадающее с законом Авогадро. Здесь же он указывал, что соответствующая работа Авогадро стала ему известна уже после написания письма к Бертолле.

3. Закон Авогадро

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку. Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком Амедео Авогадро.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа V_m. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона:

.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа ко второму.

Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес^[2] тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d -- удельный вес его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха, принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицу удельный вес водорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём через С, мы из формулы имеем с другой стороны m = dC. Так как удельный вес пара определяется легко, то, подставляя значение d в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Элементарный анализ, например, одного из полибутиленов указывает, в нём парное отношение углерода к водороду, как 1 к 2, а потому частичный вес его может быть выражен формулой СН₂ или C₂H₄, C₄H₈ и вообще (СН₂)_n. Частичный вес этого углеводорода тотчас определяется, следуя закону Авогадро, раз мы знаем удельный вес, т. е. плотность его пара; он определен Бутлеровым и оказался 5,85 (по отношению к воздуху); т. е. частичный вес его будет 5,85 · 28,9 = 169,06. Формуле C₁₁H₂₂ отвечает частичный вес 154, формуле C₁₂H₂₄ -- 168, а C₁₃H₂₆ -- 182. Формула C₁₂H₂₄ близко отвечает наблюдаемой величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода CH₂.

Авогадро пришел к следующему важному заключению: «число молекул всегда одно и то же в одинаковых объемах любых газов». Далее он писал, что теперь «имеется средство очень легкого определения относительных масс молекул тел, которые можно получить в газообразном состоянии, и относительного числа молекул в соединениях».

В 1814 году появляется вторая статья Авогадро «Очерк об относительных массах молекул простых тел, или предполагаемых плотностях их газа, и о конституции некоторых из их соединений». Здесь четко формулируется закон Авогадро: «…равные объемы газообразных веществ при одинаковых давлениях и температурах отвечают равному числу молекул, так что плотности различных газов представляют собою меру масс молекул соответствующих газов». Далее в статье рассматриваются приложения этого закона для определения состава молекул многочисленных неорганических веществ.

Так как молекулярная масса пропорциональна массе отдельной молекулы, то закон Авогадро можно сформулировать как утверждение, что моль любого вещества в газообразном состоянии при одинаковых температурах и давлениях занимает один и тот же объем. Как показали эксперименты, при нормальных условиях (р=1 атм(760 мм.рт.ст.), T=273K(Т=О С)) он равен 22,414 л. Число молекул в грамм-молекуле любого вещества одинаково. Оно получило название числа Авогадро.

Интересно отметить, что импульсом к активным экспериментам в области химии для Авогадро послужило открытие Гей-Люссаком газовых законов.

В своих трудах он пользовался понятием молекула газа, которое, в современной терминологии, включало в себя одновременно понятия атом и молекула.

В честь Авогадро назван кратер на Луне, минерал авогадрит, малая планета (12294) Авогадро.

4. Открытия новых химических элементов

Для развития теоретической химии этого периода исходным и основополагающим было создание Д. И. Менделеевым его периодической системы. Гениальное творение русского ученого наложило печать на развитие химической науки в двух аспектах.

Во-первых, пустые клетки таблицы Д. И. Менделеева (в 1871 г. было известно только 63 элемента) заполнились в результате открытий ученых различных стран, причем блестяще подтверждались предположения Менделеева о свойствах некоторых из этих неизвестных тогда элементов. До 1917 г. таблица пополнилась многими вновь открытыми элементами.

Во-вторых, развитие теории строения атома помогло по-новому объяснить физический смысл периодической системы элементов. Выяснилось, что и порядковый номер элемента, и его атомный вес являются характеристиками строения атома данного вещества.

Периодическая система элементов нашла подтверждение в работах многих ученых. В 1875 г. французский химик П. Э. Лекок де Буабодран (1838--1912) получил новый элемент -- серебристый легкоплавкий металл, названный в честь родины ученого галлием. Практическое применение галлия относится лишь к нашему времени.

В 1878--1879 гг. швейцарский химик Сорэ и шведский ученый П. Т. Клеве (1840--1905) обнаружили и получили небольшое количество солей элемента, окрашенных в оранжевый цвет. Этот элемент был назван гольмием в честь столицы Швеции Стокгольма, в старину называвшейся Гольмия (или Хольмия), где и были найдены эти редкоземельные минералы. В те же годы П. Клеве при активном участии физика Талена открыл тулий, названный учеными в честь античного наименования сказочной северной страны Туле (в данном случае отождествленной со Скандинавией).

Еще в 1839 г. шведский химик Мозандер выделил новую «лантановую землю», которая, как выяснилось впоследствии, представляла собой смесь нескольких веществ. Мозандер назвал ее дидймием (от греческого слова «дйдимос» -- двойник). В середине XIX в. «дидимиеву землю» стали получать из самарскита, открытого русским горным инженером В. М. Самарским-Быховцем (1803--1870) в Ильменских горах. В 1879 г. Лекок де Буабодран из «дидймиевой земли» выделил новый элемент, названный им самарием, подчеркнув, что элемент был получен из самарскита. В том же году Ж. де Ма-риньяк и Лекок де Буабодран выделили из дидимия еще одну «землю», названную ими гадолинием в честь финского химика XVIII в. Гадолина.

Последующие исследования «дидймиевой земли» привели в 1882 г. австрийского химика К. А. фон Вельсбаха к открытию еще двух редкоземельных элементов -- празеодима, названного так за свой светло-зеленый цвет (от греческого слова «прасинос» -- зеленый, как лук), и неодима (от приставки «нео», т. е. новый, и последнего слога дидимия -- «дим»). Таким образом, в начале 80-х гг. дидимий, значившийся в первых вариантах периодической системы Д. И. Менделеева химическим элементом, исчез, а вместо него образовалось четыре новых лантаноида: празеодим, неодим, самарий и гадолиний. В 1886 г. Лекок де Буабодран с помощью спектроскопического анализа «гольмиевой земли» открыл элемент, названный им диспрозием, также относящийся к лантаноидам. Это название было производным от греческого слова «дюспроситос» -- труднодоступный. Лишь в 1906 г. Ж. Урбёну (1872--1938) удалось получить диспрозий в чистом виде. В начале XX в. поиски новых лантаноидов продолжались. В 1896--1900 гг. Э. Демарсэ в результате длительных опытов выделил из «самариевой земли» новый элемент, названный им в 1901 г. европием, в честь континента Европа.

Открытие лютеция было связано с изучением иттербия. В 1907 г. Урбену удалось независимо от австрийского химика К- А. фон Вельсбаха открыть этот новый элемент. Лютеций получил свое название от древнеримского названия Парижа (Lutetia Parisorum).

Чешский химик Б. Браунер (1855--1935), которому принадлежит большая заслуга по дальнейшему подтверждению и обоснованию периодической системы, выделил все редкоземельные элементы в особую группу, впоследствии названную лантаноидами

Сейчас лантаноиды широко применяются в виде металлов, сплавов и химических соединений в различных отраслях техники.

В 1886 г. А. Муассан получил свободный фтор, который вскоре приобрел широкое применение в технологии.

В 1894 г. У. Рамзай (Рэмзи) в сотрудничестве с Дж. Рэлеем (Рейли) (1842--1919) открыл ранее неизвестную составную часть воздуха -- газ аргон. Позднее аргон нашел широкое использование в термической обработке легко окисляющихся металлов, в электроосветительных устройствах и т. д.

В 1868 г. астрономы обнаружили в солнечном спектре линии прежде неизвестного элемента, который был назван гелием.

В 1895 г. Рэмзи выделил гелий из некоторых земных веществ. Он оказался инертным газом в 7 раз легче воздуха. Первое практическое применение этого легкого и невоспламеняющегося газа было осуществлено в Германии во время первой мировой войны для наполнения дирижаблей (вместо водорода). В 1898 г. Рэмзи совместно с М. Траверсон открыл криптон, ксенон и неон. Эти инертные газы применяются главным образом в электротехнической промышленности для изготовления неоновых ламп.

Последним инертным газом явился радиоактивный радон, открытый Э. Дорном в 1900 г. Радон в наши дни применяется в медицине (радоновые ванны и т. п.).

В 1900 г. бельгийский химик Л. Эррер предложил свести эти «благородные», или инертные, газы в особую, нулевую группу периодической системы элементов.

Первым в нулевой группе был поставлен гелий. Сейчас весь вертикальный столбец, составивший нулевую группу, входит в VIII группу элементов.

Напомним, что в начале рассматриваемого нами периода убеждение в неизменности элементов было почти всеобщим. Но Менделеев предвидел, что это воззрение будет поколеблено.

«...Было бы весьма интересно,-- писал он в 1898 г.,-- присутствовать при установке данных для доказательства превращения элементов друг в друга, потому что я тогда мог бы надеяться на то, что причина периодической законности будет открыта и понята». Это предвидение оправдалось.

Конец XIX и начало XX в. было временем открытия радиоактивности таких ранее известных тяжелых элементов, как уран и торий.

В 1900 г. Крукс открыл первый изотоп урана -- уран-Х В 1913 г. Фаянс и Геринг доказали, что уран-Х превращается в новый изотоп (уран-Хг) в результате радиоактивного распада.

Радиоактивность тория была обнаружена супругами Кюри в 1898 г. В 1902 г. Резерфорд и Содди выделили изотоп тория (торий-А^).

В 1898 г. супруги Кюри открыли радий, а в 1902 г. выделили первые 0,1 г чистого препарата радия, определив его атомный вес -- 225. В последующий период радий применялся как источник у-лучей для просвечивания металлических изделий, изготовления светящихся красок, а в медицине -- для лечения злокачественных опухолей, кожных и других заболеваний.

В 1898 г. М. Склодовская-Кюри открыла другой радиоактивный элемент -- полоний '. Он стал использоваться только в последние годы как нейтронный источник в ядерных реакторах.

В 1899 г. Добьёрн, сотрудник Кюри, открыл еще один радиоактивный элемент -- актиний (от греческого слова «актис» -- излучение) . По имени этого элемента весь ряд радиоактивных трансурановых элементов получил потом название «актиноиды».

В 1903 г. Рэмзи доказал, что гелий -- это продукт" радиоактивного распада радия.

В 1914 г. англичанин Ф. Содди теоретически обосновал открытия многочисленных разновидностей радиоактивных веществ, указав, что существуют элементы, почти не отличающиеся друг от друга по химическим свойствам и занимающие одно и то же место в периодической системе элементов, но различающиеся по своему атомному весу,-- изотбпы. В 1915 г. Содди экспериментально получил радий из урана.

Дальнейшие исследования радиоактивности урана позволили сделать вывод, что актиний -- это продукт одного из превращений урана и что могут существовать другие элементы уранового ряда. Подтверждение этому нашли австрийский физик Л. Майтнер (1878--1968) и немецкий химик О. Ган (1879--1968), открыв в 1917 г. протактиний.

Благодаря открытию радиоактивного распада элементов, созданию электронной теории и новой модели атома, сущность и значение периодического закона Менделеева предстали в новом свете. Было установлено, что порядковый (атомный) номер элемента в периодической системе (он обозначается «Z») имеет реальный физический и химический смысл: он соответствует общему числу электронов в слоях оболочки нейтрального атома элемента и положительному заряду ядра атома. В 1913--1914 гг. английский физик Г.Г. Дж. Мозли (1887--1915) обнаружил прямую связь между спектром рентгеновских лучей элемента и его порядковым числом.

К 1917 г. усилиями ученых разных стран было открыто 24 новых химических элемента, а именно: галлий (Ga), скандий (Sc), германий (Ge), фтор (F); лантаноиды: иттербий(Yb), гольмий (Но), тулий (Ти), самарий (Stn), гадолиний (Gd), празеодим (Рг), диспрозий (Dy), неодим (Nd), европий (Ей) и лютеций (Lu); инертные газы: гелий (Не), неон (Ne), аргон (Аг), криптон (Кг), ксенон (Хе) и радон (Rn) и радиоактивные элементы (к которым относился и радон): радий (Ra), полоний (Ро), актиний (Ас) и протактиний (Ра). Количество химических элементов в периодической системе Менделеева увеличилось с 63 в 1869 г. до 87 в 1917.

Заключение

Отличительной чертой современной химии стало её тесное взаимодействие с другими естественными науками, в результате которого на стыке наук появились биохимия, геохимия и др. разделы. Одновременно с этим процессом интеграции интенсивно протекал и процесс дифференциации самой химии. Хотя границы между разделами химии достаточно условны, коллоидная и координационная химия, кристаллохимия и электрохимия, химия высокомолекулярных соединений и некоторые другие разделы приобрели черты самостоятельных наук.

Закономерным следствием совершенствования химической теории в XX веке стали новые успехи практической химии -- каталитический синтез аммиака, получение синтетических антибиотиков, полимерных материалов и т. п. Успехи химиков в деле получения вещества с желаемыми свойствами в числе прочих достижений прикладной науки к концу XX столетия привели к коренным преобразованиям в жизни человечества.

«Самостоятельность химии основана на том, что в ней используются автономные модели, хотя и согласующиеся в той или иной степени с фундаментальными физическими законами, но строгим образом из них не вытекающие. Сложность ситуации усугубляется тем, что в современной химии сосуществуют различные, между собой слабо согласованные, а иногда даже прямо противоречащие друг другу модели и представления» (П. М. Зоркий)

Список литературы

1. Храмов Ю. А. Физики: Биографический справочник / Под ред. А. И. Ахиезера.. -- Изд. 2-е, испр. и дополн. -- М.: Наука, Главная редакция физико-математической литературы, 1983. -- С. 7. -- 400 с. -- 200 000 экз. (в пер.)

2. Авогадро // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). -- СПб., 1890--1907.

3. Авогадро закон // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). -- СПб., 1890--1907.

4. http://www.bibliotekar.ru/istoria-tehniki/16.htm

Размещено на Allbest.ru