История химии с древнейших времен до конца XX века. В 2 т. Т. 2

И еще одно важное обстоятельство. Д.И. Менделеев строго разграничивал понятия «химический элемент» и «простое тело»^{259}. Поэтому с самого начала он строил систему элементов

, а не простых тел. Следует напомнить, что в учебниках химии первой половины XIX в. эти термины трактовались как синонимы. После разграничения понятий «атом» и «молекула», чему способствовал Первый международный конгресс химиков в Карлсруэ, стало крайне необходимым внесение четкости в понятия «химический элемент» и «простое вещество». Впервые это сделал Д.И. Менделеев. В 1871 г. он указывал, что «понятие и слова «простое тело» и «элемент» нередко смешиваются между собою …,а между тем для ясности химических идей и эти слова необходимо различать. Простое тело есть вещество, металл или металлоид, с рядом физических признаков и химических реакций. Ему свойствен частичный вес, содержащий один … или несколько … атомов. Оно способно являться в изомерных или полимерных (O₂ и O₃, S₂ и S₆

) формах и отличается от сложных тел только тем, что в простом теле все атомы однородны. Под именем элементов должно подразумевать те материальные составные части простых и сложных тел, которые придают им известную совокупность физических и химических свойств. Если простому телу соответствует понятие о частице, то элементу отвечает понятие об атоме. Углерод есть элемент, а уголь, графит и алмаз суть тела простые»^{260}.

При создании Периодического закона важным методологическим инструментом у Д.И. Менделеева стало сравнение элементов по их атомности (валентности). Именно сопоставление изменения валентности элементов с возрастанием их атомных масс позволило российскому ученому интуитивно

принять правильное решение, поскольку научно объяснить именно такое расположение элементов удалось лишь спустя практически пятьдесят лет. Для того, чтобы выполнялось требование, согласно которому в вертикальных столбцах должны находиться элементы с одинаковой валентностью, Д.И. Менделееву в нескольких случаях пришлось поместить элемент с большей атомной массой перед более легким элементом. Так, например, теллур (атомная масса 127,6) был помещен перед иодом (атомная масса 126,9), чтобы иод попал в один столбец с другими галогенами.

В своей работе «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве» Д.И. Менделеев не только констатировал периодичность физико-химических свойств элементов как функцию их атомных масс, но вывел некоторые научные принципы, которые оказали на развитие химии гораздо большее влияние, чем сама классификация элементов. Эти критерии стали путеводной нитью для новых открытий. Наиважнейшим среди них следует считать принцип атомной аналогии (сходство элементов в пределах ряда и группы), позволяющий предвидеть существование еще не открытых элементов.

После открытия Периодического закона понятие валентности, бывшее до сих пор чисто эмпирическим, стало рассматриваться в качестве фундаментальной характеристики, указывающей на принадлежность химического элемента к той или иной группе. Д.И. Менделеев подчеркивал, что наряду с атомной массой валентность является важнейшим свойством химического элемента. «Ныне для характеристики элемента, — писал он в 1871 г., — кроме прочих данных требуются … знание атомного веса и знание атомности. Закон периодичности, выставляя зависимость этих двух данных, дает возможность определить одно из них, а именно так называемую атомность посредством другого, т. е. атомного веса, а потому он определяет и формы химических соединений элемента»^{261}.

Прежнее учение о валентности (см. т. 2, глава 7, пп. 7.1–7.2) игнорировало индивидуальные характеристические свойства веществ, присущие соединениям с одинаковыми формулами, а также не могло объяснить различия в реакционной способности сходных соединений, принадлежащих к различным классам. Установление периодической зависимости свойств элементов (в том числе валентности) от величины атомной массы разрушило представления А. Кекуле (см. т. 1, глава 9, пп. 9.2–9.7) о постоянной валентности. Д.И. Менделеев убедительно доказал, что валентность неметаллов в водородных соединениях отличается от аналогичной характеристики по кислороду^{262}

. В качестве примера он указывал на переменную валентность элементов V и VI групп: «В V группе элементы дают RH³ и R²O⁵, т. е. по отношению к водороду их атомы трехатомны, по отношению к кислороду пятиатомны. В VI группе элементы двухатомны по водороду и шестиатомны по кислороду»^{263}.

Прежние представления не позволяли предвидеть максимальную валентность химического элемента. И только «закон периодичности, указывая предел для присоединения кислорода, устраняет … важный недостаток учения атомности элементов»^{264}.