Příklady Avogadrova zákona. Nejdůležitější pozice v chemii
Avogadrův zákon v chemii pomáhá vypočítat objem, molární hmotnost, množství plynné látky a relativní hustotu plynu. Hypotézu formuloval Amedeo Avogadro v roce 1811 a později byla experimentálně potvrzena.
Zákon
Joseph Gay-Lussac byl první, kdo studoval reakce plynů v roce 1808. Formuloval zákony tepelné roztažnosti plynů a objemové vztahy, přičemž z chlorovodíku a amoniaku (dva plyny) získal krystalickou látku - NH 4 Cl (chlorid amonný). Ukázalo se, že k jeho vytvoření je nutné odebírat stejné objemy plynů. Navíc, pokud byl jeden plyn v přebytku, pak „extra“ část zůstala po reakci nevyužita.
O něco později Avogadro formuloval závěr, že při stejných teplotách a tlaku obsahují stejné objemy plynů stejný počet molekul. Kromě toho mohou mít plyny různé chemické a fyzikální vlastnosti.
Rýže. 1. Amedeo Avogadro.
Avogadrův zákon má dva důsledky:
- první - jeden mol plynu za stejných podmínek zaujímá stejný objem;
- druhý - poměr hmotností stejných objemů dvou plynů je roven poměru jejich molárních hmotností a vyjadřuje relativní hustotu jednoho plynu vůči druhému (označuje se D).
Za normální podmínky (n.s.) se považuje tlak P=101,3 kPa (1 atm) a teplota T=273 K (0°C). Za normálních podmínek je molární objem plynů (objem látky dělený jejím množstvím) 22,4 l/mol, tzn. 1 mol plynu (6,02 ∙ 10 23 molekul - Avogadrovo konstantní číslo) zabírá objem 22,4 litrů. Molární objem (V m) je konstantní hodnota.
Rýže. 2. Normální podmínky.
Řešení problémů
Hlavním významem zákona je schopnost provádět chemické výpočty. Na základě prvního důsledku zákona můžeme vypočítat objemové množství plynné látky pomocí vzorce:
kde V je objem plynu, Vm je molární objem, n je množství látky měřené v molech.
Druhý závěr z Avogadrova zákona se týká výpočtu relativní hustoty plynu (ρ). Hustota se vypočítá pomocí vzorce m/V. Pokud vezmeme v úvahu 1 mol plynu, vzorec hustoty bude vypadat takto:
ρ (plyn) = M/V m,
kde M je hmotnost jednoho molu, tj. molární hmotnost.
Pro výpočet hustoty jednoho plynu z jiného plynu je nutné znát hustoty plynů. Obecný vzorec pro relativní hustotu plynu je následující:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
kde ρ(x) je hustota jednoho plynu, ρ(y) je hustota druhého plynu.
Pokud do vzorce dosadíte výpočet hustoty, dostanete:
D(y)x = M(x)/Vm/M(y)/Vm.
Molární objem se zmenší a zůstane
D(y)x = M(x)/M(y).
Uvažujme o praktické aplikaci zákona na příkladu dvou úkolů:
- Kolik litrů CO 2 se získá z 6 mol MgCO 3 při rozkladu MgCO 3 na oxid hořečnatý a oxid uhličitý (n.s.)?
- Jaká je relativní hustota CO 2 ve vodíku a ve vzduchu?
Nejprve vyřešme první problém.
n(MgC03) = 6 mol
MgC03 = MgO+C02
Množství uhličitanu hořečnatého a oxidu uhličitého je stejné (každá jedna molekula), takže n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Ze vzorce n = V/V m můžete vypočítat objem:
V = nV m, tzn. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Odpověď: V(CO 2) = 134,4 l
Řešení druhého problému:
- D(H2)C02 = M(C02)/M(H2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (vzduch) C02 = M(C02) / M (vzduch) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Rýže. 3. Vzorce pro objemové množství látky a relativní hustotu.
Vzorce Avogadrova zákona fungují pouze pro plynné látky. Nevztahují se na kapaliny ani pevné látky.
co jsme se naučili?
Podle formulace zákona obsahují stejné objemy plynů za stejných podmínek stejný počet molekul. Za normálních podmínek (n.s.) je hodnota molárního objemu konstantní, tzn. V m pro plyny se vždy rovná 22,4 l/mol. Ze zákona vyplývá, že stejný počet molekul různých plynů za normálních podmínek zaujímá stejný objem, stejně jako relativní hustota jednoho plynu k druhému - poměr molární hmotnosti jednoho plynu k molární hmotnosti druhého plynu. plyn.
Test na dané téma
Vyhodnocení zprávy
Průměrné hodnocení: 4. Celková obdržená hodnocení: 230.
1.Chemie je součástí přírodních věd. Chemické procesy. Druhy chemických sloučenin.
Chemická nomenklatura. Názvosloví středních, kyselých, zásaditých solí.
Chemie je součástí přírodních věd.
Chemie je věda o látkách. Studuje látky a jejich přeměny, které jsou doprovázeny změnami vnitřní struktury látky a elektronové struktury interagujících atomů, ale neovlivňují složení a strukturu jader.
Je známo asi 7 000 000 chemických sloučenin, z nichž 400 000 je anorganických.
Chemie je jednou ze základních disciplín.
Je součástí přírodních věd, přírodních věd. Souvisí s mnoha dalšími vědami, jako je fyzika, medicína, biologie, ekologie atd.
Chemické procesy.
Druhy chemických sloučenin.
Chemická nomenklatura. V současnosti se pro pojmenování chemických prvků používá triviální a racionální názvosloví, které se dělí na ruské, polosystematické (mezinárodní) a systematické. V
triviální
Za účelem sjednocení a zjednodušení tvorby názvů navrhla Mezinárodní unie čisté a aplikované chemie jiný systém tvorby chemických sloučenin. Podle těchto pravidel by se tyto látky měly jmenovat zleva doprava. Příklad: CaO – oxid vápenatý, N2O – oxid dusný.
V současné době se nejčastěji používá ruské a polosystematické názvosloví.
Názvosloví středních, kyselých, zásaditých solí.
Podle chemického složení se soli dělí na soli střední, kyselé a zásadité. Existují také podvojné, smíšené a komplexní soli.
Většina solí, bez ohledu na jejich rozpustnost ve vodě, jsou silné elektrolyty.
Normální soli.
2. Avogadrův zákon a jeho důsledky.
Avogadrův zákon.
Amadeo Avogadro předložil v roce 1811 hypotézu, která byla později potvrzena experimentálními daty, a proto se stala známou jako Avogadrův zákon:
Stejné objemy různých plynů za stejných podmínek (teplota a tlak) obsahují stejný počet molekul.
Avogadro navrhl, že molekuly jednoduchých plynů se skládají ze dvou stejných atomů.
Když se tedy vodík spojí s chlórem, jejich molekuly se rozloží na atomy, které tvoří molekuly chlorovodíku. Z jedné molekuly chloru a jedné molekuly vodíku se vytvoří dvě molekuly chlorovodíku. Důsledky Avogadrova zákona.
Stejná množství plynných látek za stejných podmínek (tlak a teplota) zabírají stejné objemy.
Konkrétně: za normálních podmínek zabírá 1 mol jakéhokoli plynu objem rovný 22,4 litru. Tento objem se nazývá molární objem plynu. Normální podmínky: 273 K, 760 mmHg. Umění. nebo 1,01*10^5Pa. Hustoty jakýchkoli plynných látek za stejných podmínek (T, P) se označují jako jejich molární (molární) hmotnosti.Poměr hustoty - relativní hustota jednoho plynu k druhému ( D Hustoty jakýchkoli plynných látek za stejných podmínek (T, P) se označují jako jejich molární (molární) hmotnosti.Poměr hustoty - relativní hustota jednoho plynu k druhému (
rel.
), pak je poměr molárních hmotností také stejný
Pokud je relativní hustota plynu určena vodíkem nebo vzduchem, pak je hodnota μ=2Dн a μ=29Dair.
Kde 29 je molární hmotnost vzduchu.
Pokud je plyn v reálných podmínkách, pak se jeho objem vypočítá pomocí Mendělejevova-Clapeyronova vzorce:
P*V=(m/μ)*R*T, kde R=8,31 J/mol*K
Hmotnostní zlomek plynu je poměr hmotnosti plynu k hmotnosti celé směsi plynů.
Objemový zlomek plynu je poměr objemu plynu k objemu celé směsi.
Molární zlomek plynu je poměr počtu molů plynu k počtu molů směsi.
Jeden z důsledků Avogadrova zákona: objemový zlomek = molární zlomek.
Hlavní charakteristiky plynné směsi jsou shrnuty z charakteristik jejích složek. Celkový tlak plynné směsi se tedy rovná součtu parciálních tlaků plynu.
3. Zákon ekvivalentů. Ekvivalent. Ekvivalentní hmotnost a ekvivalentní objem. Ekvivalentní hmotnosti komplexních sloučenin.
Ekvivalent.
Ekvivalent látky (prvku) E je její množství, které interaguje s jedním molem atomů vodíku nebo obecně s jedním ekvivalentem jakékoli jiné látky (prvku). Najdeme například ekvivalent některých látek: HCl - 1 mol, H2O.
Jeden mol vodíku se slučuje s 1 molem chloru a ½ atomů kyslíku, a proto jsou ekvivalenty 1 a ½, v tomto pořadí.
Ekvivalentní hmotnost a ekvivalentní objem.
Ekvivalentní hmotnost (Em) je hmotnost jednoho ekvivalentu látky (prvku).
Ekvivalentní hmotnosti dříve uvažovaných prvků jsou rovny Em(Cl) = 35,3 g/mol, Em(O) = 8 g/mol.
Ekvivalentní hmotnost libovolného prvku lze určit podle vzorce: Em = μ/CO, kde CO je absolutní hodnota oxidačního stavu ve sloučeninách.
Protože většina prvků má proměnný oxidační stav, hodnoty jejich ekvivalentů v různých sloučeninách se liší. Například pojďme najít
Pokud problém specifikuje objemy plynů, pak je vhodnější použít koncept ekvivalentního objemu, vypočítaný pomocí Avogadrova zákona. Ekvivalentní objem je objem obsazený na úrovni země.
jeden ekvivalent látky. Takže 1 mol vodíku, tzn. 2g. Zabírá objem 22,4 litrů, tedy 1 g. (tj. jedna ekvivalentní hmotnost) zabere 11,2 litru. Podobně lze nalézt ekvivalentní objem kyslíku, který je 5,6 litru.
Zákon ekvivalentů.
Hmotnosti reagujících látek, stejně jako reakční produkty, jsou úměrné jejich ekvivalentním hmotnostem. m1/m2=Em1/Em2
Pro chemickou reakci:
νаА+νвВ=νсС+νдД je platné nEm(A)=nEm(B)=nEm(C)=nEm(D)
Na základě zákona o ekvivalentních hmotnostech platí následující vzorce pro výpočet Em:
Em(oxid)=μ(oxid)/∑COel-ta, kde ∑COel-ta je celkový oxidační stav jednoho z prvků (rovná se součinu oxidačního stavu prvku počtem atomů tento prvek)
Em(soli)=μ(soli)/∑z, kde ∑z je celkový náboj iontu (kationtu nebo aniontu).
Em(kyseliny)=μ(kyseliny)/nh(číslo zásaditosti H)
Em(báze)=μ(zásada)/ne(kyselost báze – číslo OH)
H3PO4+2KOH=K2HP04+2H2O
3Ca(OH)2+H3P04=(CaOH)3P04+3H20
Al2(S04)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2S04
4. Dva principy kvantové mechaniky: vlnově-částicová dualita a princip neurčitosti.
Elektron je objektem mikrokosmu a svým chováním se řídí zvláštními zákony, které nejsou podobné zákonům makrokosmu. Pohyb objektů v mikrosvětě je popsán nikoli zákony newtonovské mechaniky, ale zákony kvantové mechaniky. Kvantová mechanika je založena na dvou základních principech.
Princip vlnově-částicové duality.
Podle tohoto principu lze chování objektů mikrosvěta popsat jako pohyb částice (korpuskule) a jako vlnový proces. Je fyzicky nemožné si to představit. Matematicky je to popsáno De Broglieho rovnicí:
ק=(h*ν)/m*υ, kde ν je vlnová délka odpovídající elektronu o hmotnosti m pohybujícímu se rychlostí υ.
Heisenbergův princip neurčitosti.
U elektronu není možné s žádnou přesností určit souřadnici x a hybnost (px=m*Vx, kde Vx je rychlost elektronu ve směru souřadnice x)
Nejistoty (chyby) našich znalostí o veličinách x a px. Můžeme mluvit pouze o pravděpodobnostním umístění elektronu v tomto místě. Čím přesněji definujeme x, tím je pro nás hodnota px nejistější.
Tyto dva principy tvoří pravděpodobnostně-statistickou povahu kvantové mechaniky.
6. Posloupnost stavů zaplnění atomů různých prvků elektrony (energetické stavy elektronů ve víceelektronových atomech).
Elektronové vzorce víceelektronových atomů na příkladu prvků period 2 a 3.
Podle principu minimální energie bude nejpřesnější stav atomu, ve kterém jsou elektrony umístěny v orbitalech s nejnižší energií.
Stav atomu, který je charakterizován minimální hodnotou energie elektronu, se nazývá zemní (neexcitovaný).
Pořadí plnění orbitalů je určeno energeticky:
1).princip minimální energie
2).Paulův princip
3).Hundovo pravidlo
Princip nejmenší energie
Objevení se druhého elektronu v atomu helia tedy vede k tomu, že účinek interakce elektronu s kladným jádrem je ovlivněn také silou odpuzování mezi elektrony. S dalším růstem elektronů brání vnitřní nebo jádrové elektrony interakci vnějších elektronů s jádrem. To znamená, že vnitřní elektrony stíní ty vnější Z těchto důvodů mají multielektronové atomy různé podúrovně s odpovídajícími různými energetickými hodnotami. Pořadí střídání podúrovní je určeno dvěma Klechkovského pravidly:
1).Nižší energie odpovídá podúrovni s nižší hodnotou součtu n+l
2). Pro stejné součtové hodnoty odpovídá nižší energie podúrovni s nižší hodnotou m
Tabulka. Podúroveň 4s má nižší energii než podúroveň 3d, protože s elektrony jsou méně stíněné než d elektrony, protože může proniknout blíže k jádru.
Pauliho princip
Atom nemůže mít dva elektrony se stejnou sadou kvantových čísel.
V jednom orbitalu tedy nemohou být více než dva elektrony a s různými rotacemi.
Hundovo pravidloPodúroveň je naplněna tak, aby jejich celkové roztočení bylo maximální. To znamená, že v rámci podúrovně je nejprve naplněn maximální počet kvantových buněk.-, 7. Povaha změny chemických vlastností prvků při zvyšování jejich atomového čísla.-, S-, p d
F
- prvky. Vztah mezi elektronovou konfigurací atomů prvků a jejich polohou v periodické tabulce.
Kromě toho se periodická změna vlastností prvků s rostoucím atomovým číslem vysvětluje periodickou změnou struktury atomů, a to počtem elektronů na jejich vnějších energetických hladinách.
Podúroveň je naplněna tak, aby jejich celkové roztočení bylo maximální. To znamená, že v rámci podúrovně je nejprve naplněn maximální počet kvantových buněk. -, 7. Povaha změny chemických vlastností prvků při zvyšování jejich atomového čísla. -, S -, p - prvky. Vztah mezi elektronovou konfigurací atomů prvků a jejich polohou v periodické tabulce.
Začátek každého období odpovídá začátku vývoje nové energetické hladiny. Číslo periody určuje číslo externí úrovně. Je postaven na prvcích hlavních podskupin. Tito. s a p prvky. U prvků d se plní první úroveň zvenčí. F-druhý je venku. Tito. vnější a zastavěné úrovně se ne vždy shodují. Vzhledem k tomu, že d prvků má naplněnou první vnější hladinu a chemické vlastnosti jsou primárně určeny strukturou vnější energetické hladiny, jsou si chemické vlastnosti těchto prvků navzájem podobné (např. jsou to všechny kovy). Nemají prudkou změnu vlastností při pohybu z prvku na prvek. Jako například prvky s a p. Vlastnosti prvků f (lanthanoidů a aktinidů) jsou ještě podobnější, protože vyplňují ještě hlubší podúrovně.
10.Kovalence v metodě valenční vazby. Valenční možnosti atomů prvků 2. periody v základním a excitovaném stavu. Porovnat valenční možnosti (kovalence) Podúroveň je naplněna tak, aby jejich celkové roztočení bylo maximální. To znamená, že v rámci podúrovně je nejprve naplněn maximální počet kvantových buněk.a oh,FACl
Kovalence v metodě valenční vazby.
Každý atom poskytuje jeden z páru elektronů. Celkový počet elektronových párů, které tvoří s atomy jiných prvků, se nazývá kovalence.
Valenční možnosti atomů prvků 2. periody v základním a excitovaném stavu.
Porovnat valenční možnosti (kovalence) Podúroveň je naplněna tak, aby jejich celkové roztočení bylo maximální. To znamená, že v rámci podúrovně je nejprve naplněn maximální počet kvantových buněk. a oh, F A Cl v rámci metody valenční vazby.
V lekci 23" Avogadrův zákon"z kurzu" Chemie pro figuríny„Promluvme si o úloze studia plynů pro veškerou vědu a také uveďme definici Avogadrova zákona. Touto lekcí otevíráme třetí část kurzu s názvem „Zákony plynárenského státu“. Doporučuji zopakovat si minulé lekce, protože pokrývají základní chemii, kterou budete potřebovat, abyste se naučili tuto kapitolu.
Předmluva ke kapitole
slovo " Plyn“ pochází ze známého řeckého slova chaos. Chemici ke studiu plynů přistoupili mnohem později než k jiným látkám. Pevné látky a kapaliny bylo mnohem snazší identifikovat a odlišit od sebe a koncept různých „vzduchů“ vznikal velmi pomalu. Oxid uhličitý byl z vápence získán až v roce 1756. Vodík byl objeven v roce 1766, dusík v roce 1772 a kyslík v roce 1781. Navzdory pozdnímu objevu plynů to byly první látky, jejichž fyzikální vlastnosti bylo možné vysvětlit pomocí jednoduchých zákonů. Ukázalo se, že když jsou látky v tomto neuchopitelném stavu vystaveny změnám teploty a tlaku, chovají se podle mnohem jednodušších zákonů než látky pevné a kapalné. Navíc jedním z nejdůležitějších testů atomové teorie byla její schopnost vysvětlit chování plynů. Tento příběh je vyprávěn v této kapitole.
Uzavřením vzorku plynu do uzavřené nádoby můžeme měřit jeho hmotnost, objem, tlak na stěny nádoby, viskozitu, teplotu, tepelnou vodivost a rychlost šíření zvuku. Je také snadné měřit rychlost výtoku (výtok) plynu otvorem v nádobě a rychlost, kterou jeden plyn difunduje (proniká) do druhého. V této části bude ukázáno, že všechny tyto vlastnosti nejsou na sobě nezávislé, ale souvisí s použitím poměrně jednoduché teorie založené na předpokladu, že plyny se skládají z kontinuálně se pohybujících a srážejících se částic.
Hypotéza předložená v roce 1811 Amedo Avogadro (1776-1856) hrála extrémně důležitou roli ve vývoji atomové teorie. Avogadro to navrhl Stejné objemy všech plynů při stejné teplotě a tlaku obsahují stejný počet molekul. To znamená, že hustota plynu musí být úměrná molekulové hmotnosti plynu. Hustota plynu je jeho hmotnost na jednotku objemu, měřená v gramech na mililitr (g/ml).
Avogadrova hypotéza byla zaznamenána až o 50 let později, což se po četných testech potvrdilo a změnilo se z hypotézy na Avogadrův zákon. Na znamení opožděného uznání vědce, který byl nezaslouženě ignorován, byl počet molekul v molu látky následně tzv. Avogadro čísla rovná se 6,022·10 23.
Pokud použijeme Avogadrův zákon, pak počet molekul plynu, a tedy počet n jeho moly musí být úměrné objemu PROTI plyn:
- Počet molů plynu n = k V (při konstantě P a T)
V této rovnici k— koeficient úměrnosti v závislosti na teplotě T a tlak P.
V lekci 23" Avogadrův zákon"Prozkoumali jsme jeden z mnoha vzorů plynů. V této kapitole probereme další vzorce, které souvisí s tlakem plynu P, jeho objemem V, teplotou T a počtem molů n v daném vzorku plynu. Doufám, že lekce byla poučná a srozumitelná. Pokud máte nějaké dotazy, napište je do komentářů. Pokud nejsou žádné otázky, přejděte k další lekci.
Amedeo Avogadro byl jedním z italských fyziků a chemiků v devatenáctém století. Nutno říci, že získal právnické vzdělání, ale touha po matematice a fyzice ho přiměla k samostatnému studiu těchto věd. A v této věci uspěl.
Ve třiceti letech se Avogadro stal učitelem fyziky na jednom z tehdejších univerzitních lyceí. Později se stal profesorem matematiky na univerzitě. Avogadro však není vůbec známý svou úspěšnou kariérou učitele exaktních věd, které si osvojil samostatně, je znám především jako vědec a jako člověk, který vyslovil jednu ze zásadních hypotéz fyzikální chemie. Navrhl, že pokud vezmeme stejné objemy dvou různých ideálních plynů při stejném tlaku a teplotě, pak tyto objemy budou obsahovat stejný počet molekul. Následně byla hypotéza potvrzena a dnes ji lze prokázat pomocí teoretických výpočtů. Dnes se toto pravidlo nazývá Avogadrův zákon. Navíc po něm bylo pojmenováno určité konstantní číslo, tzv. Avogadro číslo, o kterém bude řeč níže.
Avogadroovo číslo
Všechny látky se skládají z nějakého druhu strukturních prvků, zpravidla jsou to buď molekuly nebo atomy, ale to není důležité. Co by se mělo stát, když smícháme dvě látky a ony zreagují? Je logické, že jeden konstrukční prvek, cihla, z jedné látky by měl reagovat s jedním konstrukčním prvkem, cihlou, z jiné látky. Proto by během kompletní reakce měl být počet prvků pro obě látky stejný, i když se hmotnost i objem přípravků mohou lišit. Každá chemická reakce tedy musí obsahovat stejný počet strukturních prvků každé látky, nebo musí být tato čísla úměrná nějakému počtu. Hodnota tohoto čísla je zcela nedůležitá, ale později se rozhodli vzít jako základ dvanáct gramů uhlíku-12 a vypočítat počet atomů v něm. Je to asi šestkrát deset až dvacátá třetí mocnina. Pokud látka obsahuje takový počet strukturních prvků, pak hovoříme o jednom molu látky. V souladu s tím jsou všechny chemické reakce v teoretických výpočtech zapsány v molech, to znamená, že moly látek jsou smíšené.
Jak bylo uvedeno výše, hodnota Avogadrova čísla je v zásadě nedůležitá, ale je určena fyzicky. Vzhledem k tomu, že experimenty v současnosti nemají dostatečnou přesnost, je toto číslo neustále aktualizováno. Dá se samozřejmě doufat, že to někdy bude spočítáno naprosto přesně, ale zatím se to zdaleka neděje. K dnešnímu dni bylo poslední objasnění provedeno v roce 2011. V témže roce bylo navíc přijato usnesení, jak toto číslo správně zapisovat. Vzhledem k tomu, že se neustále zpřesňuje, dnes se zapisuje jako 6,02214X vynásobené deseti na dvacátou třetí mocninu. Tento počet strukturních prvků je obsažen v jednom molu látky. Písmeno „X“ v této položce znamená, že číslo je specifikováno, to znamená, že hodnota X bude specifikována v budoucnu.
Avogadrův zákon
Na samém začátku tohoto článku jsme zmínili Avogadrův zákon. Toto pravidlo říká, že počet molekul je stejný. V tomto případě má smysl spojit tento zákon s Avogadrovým číslem nebo krtkem. Potom Avogadrův zákon řekne, že mol každého ideálního plynu při stejné teplotě a tlaku zaujímá stejný objem. Odhaduje se, že za normálních podmínek je tento objem asi dvacet čtyři a půl litru. Pro tento údaj existuje přesná hodnota, 22,41383 litrů. A protože procesy probíhající za normálních podmínek jsou důležité a vyskytují se velmi často, existuje pro tento objem název, molární objem plynu.
V teoretických výpočtech se velmi často uvažují molární objemy plynu. Pokud je potřeba přejít na jiné teploty nebo tlak, objem se samozřejmě změní, ale existují odpovídající vzorce z fyziky, které vám umožňují jej vypočítat. Jen si musíte vždy pamatovat, že mol plynu vždy odkazuje na normální podmínky, to znamená, že je to nějaká specifická teplota a nějaký specifický tlak, a podle vyhlášky z roku 1982 je za normálních podmínek tlak plynu deset až pátý Pascal. a teplota je 273,15 Kelvina.
Kromě zřejmého praktického významu dvou výše zmíněných pojmů z nich plynou i zajímavější důsledky. Pokud tedy známe hustotu vody a vezmeme-li z ní jeden mol, můžeme odhadnout velikost molekuly. Zde předpokládáme, že známe atomovou hmotnost molekul vody a uhlíku. Vezmeme-li tedy pro uhlík dvanáct gramů, pak se hmotnost vody určí podle proporcionálního vztahu, rovná se osmnácti gramům. Vzhledem k tomu, že hustotu vody lze snadno určit, jsou nyní potřebná data pro odhad velikosti molekuly vody dostatečná. Výpočty ukazují, že velikost molekuly vody je v řádu desetin nanometru.
Zajímavý je i další vývoj Avogadrova zákona. Van't Hoff tak rozšířil zákony ideálních plynů na řešení. Podstata spočívá v analogii zákonů, ale to nakonec umožnilo zjistit molekulové hmotnosti látek, které bychom jinak získali jen velmi obtížně.
Nechť je teplota konstantní (\(T=konst \)), tlak se nemění (\(p=konst \)), objemová konstanta \((V=konst) \) : \((N) \) - počet částic (molekul ) jakéhokoli ideálního plynu je konstantní hodnota. Toto tvrzení se nazývá Avogadrův zákon.
Avogadrův zákon zní takto:
Stejné objemy plynů (V) za stejných podmínek (teplota T a tlak P) obsahují stejný počet molekul.
Avogadrův zákon objevil v roce 1811 Amedeo Avogadro. Předpokladem k tomu bylo pravidlo více poměrů: za stejných podmínek jsou objemy plynů, které reagují, v jednoduchých poměrech, například 1:1, 1:2, 1:3 atd.
Francouzský vědec J.L. Gay-Lussac stanovil zákon objemových vztahů:
Objemy reagujících plynů za stejných podmínek (teplota a tlak) jsou ve vzájemném vztahu jako jednoduchá celá čísla.
Například 1 litr chloru se spojí s 1 litrem vodíku za vzniku 2 litrů chlorovodíku; 2 litry oxidu sírového (IV) se spojí s 1 litrem kyslíku za vzniku 1 litru oxidu sírového (VI).
Skutečné plyny jsou zpravidla směsí čistých plynů - kyslíku, vodíku, dusíku, helia atd. Například vzduch se skládá ze 77 % dusíku, 21 % kyslíku, 1 % vodíku, zbytek jsou inertní a jiné plyny. Každý z nich vytváří tlak na stěny nádoby, ve které se nachází.
Částečný tlak
Nazývá se tlak, který každý plyn vytváří samostatně ve směsi plynů, jako by sám zabíral celý objem parciální tlak(z latiny Partialis - částečný)Normální podmínky: p = 760 mm Hg. Umění. nebo 101 325 Pa, t = 0 °C nebo 273 K.
Důsledky Avogadrova zákona
Důsledek 1 z Avogadrova zákona Jeden mol jakéhokoli plynu za stejných podmínek zaujímá stejný objem. Konkrétně za normálních podmínek je objem jednoho molu ideálního plynu 22,4 litrů. Tento svazek se nazývá molární objem\(V_(\mu)\)
kde \(V_(\mu)\) je molární objem plynu (rozměr l/mol); \(V\) - objem hmoty systému; \(n\) - množství látky v systému. Příklad zadání: \(V_(\mu)\) plyn (n.s.) = 22,4 l/mol.
Důsledek 2 z Avogadrova zákona Poměr hmotností stejných objemů dvou plynů je pro tyto plyny konstantní hodnotou. Tato veličina se nazývá relativní hustota\(D\)
kde \(m_1\) a \(m_2\) jsou molární hmotnosti dvou plynných látek.
Hodnota \(D\) je určena experimentálně jako poměr hmotností stejných objemů studovaného plynu \(m_1\) a referenčního plynu se známou molekulovou hmotností (M2). Z hodnot \(D\) a \(m_2\) můžete zjistit molární hmotnost studovaného plynu: \(m_1 = D\cdot m_2\)
Za normálních podmínek (n.s.) je tedy molární objem jakéhokoli plynu \(V_(\mu) = 22,4\) l/mol.
Relativní hustota se nejčastěji vypočítává ve vztahu ke vzduchu nebo vodíku s použitím molárních hmotností vodíku a vzduchu, které mají být známé a stejné:
\[ (\mu )_(H_2)=2\cdot (10)^(-3)\frac(kg)(mol) \]
\[ (\mu )_(vozd)=29\cdot (10)^(-3)\frac(kg)(mol) \]
Velmi často se při řešení problémů používá, že za normálních podmínek (n.s.) (tlak jedné atmosféry nebo, který je stejný \(p=(10)^5Pa=760\ mm\ Hg,\ t=0^o C \)) molární objem jakéhokoli ideálního plynu:
\[ \frac(RT)(p)=V_(\mu)=22,4\cdot (10)^(-3)\frac(m^3)(mol)=22,4\frac(l)( mol)\ . \]
Koncentrace molekul ideálního plynu za normálních podmínek:
\[ n_L=\frac(N_A)(V_(\mu ))=2,686754\cdot (10)^(25)m^(-3)\, \]
zavolal na Loschmidtovo číslo.
Javascript je ve vašem prohlížeči zakázán.Chcete-li provádět výpočty, musíte povolit ovládací prvky ActiveX!