По своему безразличию к почестям он представлял редкое исключение среди ученых того времени.

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 трздах 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. На следующий год после смерти Авогадро в знак признания его заслуг перед наукой в Туринском университете был установлен его бронзовый бюст.

Чем же обогатил науку, в частности, физику и химию, за свою долгую жизнь этот замечательный человек?

Нет ничего удивительного в том, что Авогадро начал свою научную деятельность именно с изучения электрических явлений. Электричество и магнетизм давно уже привлекали внимание ученых. Этот интерес особенно усилился после того, как Вольта в 1800 году изобрел первый источник электрического тока (вольтов столб), а также в связи с дискуссией между Гальвани и Вольта о природе электричества. Эти вопросы находились на" переднем крае науки того времени, и естественно, что молодой Авогадро решил попробовать свои силы именно здесь. Работы, Авогадро, посвященные разным проблемам электричества, 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 заботами знаменитых химиков Дэви и Берцелиуса. Ло в историю физики Авогадро вошел как автор одного из важнейших законов молекулярной физики.

Почти до самого конца XVIII века химия не знала никаких количественных законов. Первым таким законом стал закон сохранения массы участвующих в реакции веществ, открытый М. В. Ломоносовым в

1756 году и независимо от него Лавуазье в 1774 году. В начале XIX века были открыты еще два закона - закон постоянства состава и закон кратных отноще-ний. Первый из них утверждает, что каким бы путем ни было получено данное химическое соединение, состав его всегда один и тот же. Иными словами, при образовании данного сложного вещества элементы, из которых оно состоит, всегда соединяются друг с другом так, что их массы находятся в строго определенном отнощении. Например, в воде отнощение масс водорода и кислорода всегда равно 1 :8.

Второй закон указывает, что в различных химических соединениях, образованных одними и теми же элементами, массы этих элементов относятся друг к другу как небольщие целые числа. Например, в различных окислах азота (N2O, N0, N2O3, N2O5) массы кислорода и азота относятся друг к другу как 1 :2; 1 ; 1; 3:2; 5:2.

Для объяснения этих законов знаменитый английский химик Дальтон выдвинул гипотезу о том, что все простые вещества (элементы) состоят из простых атомов, а сложные - из «сложных атомов», которые при химических реакциях могут распадаться на атомы простых веществ. До этого в химии не существовало четкого разграничения понятий «атом» и «молекула». Оба эти понятия были слиты воедино в термине «частица», которая рассматривалась как бесструктурная единица вещества. Дальтон составил первую таблицу относительных атомных масс элементов, приняв атомную массу водорода за единицу. (Как показал позднее Авогадро, эта таблица, была неверной, так как Дальтон считал, что газообразный водород участвует в реакциях в виде одноатомного вещества (Н), а в действительности реакции происходят с участием молекулярного водорода (Нг). По той же причине оказались неправильными представления Дальтона о составе молекул.)

В 1808 году французский ученый Гей-Люссак, изучая реакции между газами, зстановил, что объемы вступающих в реакцию газов и газообразных продуктов реакции относятся как небольщие целые числа. (Конечно, при этом все объемы должны быть измерены при одинаковых давлениях и температурах.) Например, в реакции образования водяного пара объемы

водорода, кислорода и паров воды относятся как 2; 1:2, т. е.

2+1=8

объема объем объема водя-

водорода кислорода ного пара

В реакции образования хлористого водорода объемы водорода, хлора и продуктов реакции относятся как 1 ! 1 : 2, т. е.

1 + I = 2

объем объем объема хлори-водорода хлора стого водорода

Согласно представлениям Дальтона указанные реакции должны были выглядеть так:

2Н + 0 = Н20, Н + С1 = НС1.

При этом должно было бы образоваться по одному объему паров воды и хлористого водорода. Так что согласовать опытные данные Гей-Люссака с теорией Дальтона было невозможно.

В такой ситуации и появилась в 1811 году 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. Для этого прежде всего необходимо предположить, что молекулы водорода, кислорода, хлора и некоторых других простцх веществ состоят не из одного, а из двух атомов.

В этой же работе Авогадро прищел к следующему важному заключению: «... число ... молекул всегда одно и то же в одинаковых объемах любых газов». (Разумеется, объемы измерены при одинаковых давлениях и температурах.)

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».