Atom-vigt, kem. Sedan man i slutet af förra och början af detta årh. iakttagit, att alla verkliga kemiska föreningar ega en oföränderlig sammansättning, och sedan Dalton 1808 upptäckt den lagen att, då ett ämne i flere olika förhållanden förenas med ett annat, de vigts-niängder af det ena ämnet, som i de olika föreningarna linnas bundna vid en och samma vigtsmängd af det andra ämnet, stå till hvarandra uti ett mycket enkelt och multipelt förhållande (Daltons lag.l. lagen för de multipla proportionerna), sökte han en förklaring till dessa fakta i den från de gamle grekiske filosoferna lånade hypotesen om atomer. Dessa fakta kunde tillfredsställande förklaras genom det antagandet, att de olika grundämnena ytterst äro sammansatta af små enheter, atomer, hvilka hos olika grundämnen ega olika vigt, samt att de kemiska föreningarna uppstå genom atomers förening med atomer. Dessa atomer utmärkas af en inneboende attraktion till hvarandra, den kemiska frändskapskraften 1. affiniteten, genom hvilken de förenas till grupper af atomer, molekyler, hvilka äro de minsta enheter, hvaruti sammansatta ämnen kunna finnas. Af flere förhållanden framgår, att i de flesta fall äfven de enkla grundämnena i fritt tillstånd utgöras af atomgrupper eller molekyler. Den nyare kemien själjer således skarpt emellan de länge förvexlade begreppen "atom'' och "molekyl". Atomen är alltid enkel, molekylen alltid sammansatt. Atomen är den minsta mängd af ett grundämne, som kan finnas i en molekyl; molekylen åter den minsta mängd af ett grundämne eller af en förening af grundämnen, som kan finnas och som ej ytterligare kan delas utan att sönderfalla i elementära atomer eller i enklare, nya molekyler. Atomerna, som måste vara utomordentligt små,
kunna naturligtvis ej till sin utsträckning eller vigt bestämmas, men deremot kan man af flere förhållanden sluta till huru mycket tyngre eller lättare ett visst grundämnes atomer äro än ett annat grundämnes, d. v. s. till deras relativa tyngd. Denna atomernas relativa tyngd kallas ät o m vigt. Enligt en af Dulong och P e tit upptäckt lag står den mängd värme, som ett grundämne upptager för att dess temperatur skall höjas till en viss värmegrad (det egentliga värmet), i omvändt förhållande till atomvigten. Genom multiplikation af det egentliga värmet med atomvigten erhålles således, med få undantag, samma tal, hvarför man af en kropps egentliga värme kan (approximativt) beräkna atomvigten. Det följer af de ofvan gifna definitionerna på atom och molekyl, att man, om man kan bestämma molekylernas vigt och känner deras sammansättning, måste såsom atom vigt antaga den minsta mängd af ett grundämne, som finnes i en molekyl. Det finnes flere sätt att bestämma molekylernas relativa tyngd (molekylar-vigten). Vigtigast är det, som grundar sig på gasformiga ämnens egentliga eller specifika vigter. Kort efter Daltons upptäckt af den efter honom benämnde lagen gjorde Gay Lussac en iakttagelse, som blef af utomordentlig betydelse för hela kemiens utveckling. Han fann nämligen, att, då tvänne gasformiga ämnen förenas med hvarandra, de mått (volymer) af gaserna, hvilka förenas, stå i ett högst enkelt förhållande såväl till hvarandra som till den uppkomna föreningens volym. Så t. ex. förenas 2 vol. vätgas med l vol. syrgas till 2 vol. vattengas; l vol. vätgas förenas med l vol. klorgas till 2 vol. klorvätegas. Såväl denna lagbundenhet som gasernas egenskap att, oberoende af sin kemiska sammansättning, utvidgas likformigt för samma temperaturförhöjning samt att till sin volym likformigt förändras för inverkan af tryck, förmådde 1811 Amadeo Avogadro att uppställa den läran, att i alla gaser vid samma tryck och temperatur molekylerna befinna sig på samma afstånd från hvarandra eller, hvad som är det samma, att gaserna innehålla på lika mått (volymer) ett lika antal molekyler. Deraf följer således, att vigterna på lika volymer af olika gas-er (d. ä. de egentliga vigterna) förhålla sig som molekylernas vigter. Således eger man uti bestämmandet af en gasformig kropps egentliga vigt ett medel att finna gasens mole-kylar-vigt, och kan man genom kemisk analys erfara hans kemiska sammansättning, så kan man äfven uträkna huru mycket af gasens elementära beståndsdelar finnes i en molekyl. Den minsta mängd af dessa beståndsdelar är således grundämnets atomvigt. Emedan såväl molekylarvigterna som atomvigterna äro relativa tal, måste man för deras jämförelse välja en enhet. För atomvigten tages numera vätets atomvigt, eller l, till enhet för jämförelsen, emedan talen derigenom blifva enklare (förr använde man med Berzelius allmänt till jämförelsetal syrets atomvigt, som antogs vara 100). Till jämförelse mellan molekylarvigterna antager man vätets molekyl, som ar 2. Om man således säger, att syrets atomvigt är 16, betyder detta, att en atom syre väger 16 gånger mer än en atom väte. Om man säger, att vattnets mole-kylarvigt är 18, betyder det, att en molekyl vatten väger 9 gånger så mycket som en molekyl väte o. s. v. De enkle kropparnas, grundämnenas, molekyler bestå oftast af tvänne atomer, men kunna stundom bestå af flere. Så t. ex. är en molekyl arsenik eller fosfor sammansatt af 4 atomer; en molekyl svafvel innehåller vid lägre värmegrad 6 svafvelatoiner, vid högre endast 2. Det vanliga syrets molekyler bestå af 2 syre-atomer, men det aktiva syrets eller ozonens af 3. Hos qvicksilfrets och kadmiums gaser har man funnit det egna förhållandet, att deras minste delar ej utgöras af molekyler, utan af atomer. Grundämnenas egenskaper äro an-inärkningsvardt beroende af det antal atomer, hvaraf en molekyl bildas (jfr Allotropi). Bestämmandet af grundämnenas atomvigter är för kemien ytterst vigtigt. Största förtjensten derom tillkommer Berzelius, som använde 30 år på ihärdiga forskningar för att finna dessa tal. Också äro ännu i dag många bland de af honom iakttagna atomvigterna allmänt erkända såsom de tillförlitligaste. En jämförelse mellan de olika elementens atomvigter visar, att ofta ett märkvärdigt, hittills ej förklaradt, samband förefinnes mellan de tal, som uttrycka närbe-slägtade grundämnens atomvigter. Så t. ex. är syrets atomvigt 16, det i kemiskt hänseende nära beslägtade svaflets jämnt dubbelt eller 32, selenens 5 X 16, d. ä. 80. Bromens atomvigt är det aritmetiska mediets mellan klorens och jodens, likaså strontiums mellan barrums och kalciums. Sedan gammalt har man för de olika metallerna haft olika tecken eller symboler; men det enkla, praktiska och derför i kemien allmänt antagna teckenspråk, som vi f. n. ega, härstammar från Berzelius. Enligt detta teckenspråk utmärker man hvarje grundämnes atom vigt med begynnelsebokstaven eller begynnelsebokstäf-verna till ämnets latinska namn. Således tecknas vätets atomvigt med H (af Hydrogenium) och betyder talet 1; O (af Oxygenium) är syrets atomvigt och betyder 16; Hg (af Hydrargyrum) är qvicksilfrets atomvigt och betyder 200; Sb (Stibium) antimonens eller 122. Vill man beteckna en molekyl af någon förening eller skrifva dess formel, ställer man bredvid hvarandra tecknen för de i molekylen förekommande atomerna, och finnes uti en molekyl mer än l atom af något grundämne, skrifver man efter (nedanför eller ofvanför) grundämnets tecken en ziffra, hvilken utmärker huru många af detta grundämnes atomer, som finnas i molekylen. Så t. ex. betyder H2 O eller H2 O en molekyl vatten och utvisar, att en molekyl vatten (18 vigtsdelar) består af 2 atomer (2 vigtsdelar) väte och en atom (16 vigtsdelar) syre; Sb2 O5 betyder en molekyl (324 vigtdelar) antimonsyra och utvisar, att den består af 2 atomer (244 vigtsdelar) antimon och 5 atomer (80 vigtsdelar) syre. Sålunda eger hvarje kemisk förening en formel, som angifver huru mycket en molekyl af föreningen väger i förhållande till en molekyl väte (Ha eller 2) samt huru mycket af beståndsdelarna, som finnes i föreningen. Vill man beteckna mer än en molekyl af en förening, utsätter man framför formeln en koefficient; så t. ex. betyder 2 H2 O två molekyler vatten (2 X 18); 5 SO3 betyder fem molekyler svafvelsyra (5 X [32 + 3 X 16]). Medelst detta enkla beteck-ningssätt kan man lätt åskådliggöra förloppet vid ämnens inverkan på hvarandra, uttrycka huru stora mängder af ämnena inträda i reaktionen samt huru mycket de nya produkter väga, som uppstå genom reaktionen. Såsom ett exempel kan anföras, att metallen natrium med vatten gifver natron och fritt väte:
Na2 + 2 H2 O =2NaOH
l molekyl 2 mol. vatten 2 mol. natron
natrium
2X23 = 46 2(2-f 16) -36 2(23+ 16fi) =80 + H2
l mol. väte
1 + 1=2
Genom inverkan af 46 vigtsdelar natrium på vatten sönderdelas 36 vigtsdelar af det senare; 2 vigtsdelar vätgas utvecklas och 80 vigtsdelar natron bildas. P. T. c.
Den här artikeln står på en sida som inte är korrekturläst än – texten kommer direkt från OCR och kan innehålla fel. Originalet visar hur det är tryckt.