Exemple de lege a lui Avogadro. Cea mai importantă poziție în chimie
Legea lui Avogadro în chimie ajută la calcularea volumului, masa molară, cantitatea de substanță gazoasă și densitatea relativă a gazului. Ipoteza a fost formulată de Amedeo Avogadro în 1811 și ulterior a fost confirmată experimental.
Lege
Joseph Gay-Lussac a fost primul care a studiat reacțiile gazelor în 1808. El a formulat legile expansiunii termice a gazelor și relațiile volumetrice, obținând o substanță cristalină - NH 4 Cl (clorură de amoniu) din acid clorhidric și amoniac (două gaze). S-a dovedit că pentru a-l crea este necesar să luați aceleași volume de gaze. Mai mult, dacă un gaz era în exces, atunci partea „extra” a rămas nefolosită după reacție.
Puțin mai târziu, Avogadro a formulat concluzia că la aceleași temperaturi și presiune, volume egale de gaze conțin același număr de molecule. Mai mult, gazele pot avea proprietăți chimice și fizice diferite.
Orez. 1. Amedeo Avogadro.
Legea lui Avogadro are două consecințe:
- primul - un mol de gaz, in conditii egale, ocupa acelasi volum;
- al doilea - raportul maselor de volume egale a două gaze este egal cu raportul maselor lor molare și exprimă densitatea relativă a unui gaz față de celălalt (notat cu D).
Condițiile normale (n.s.) sunt considerate a fi presiunea P=101,3 kPa (1 atm) și temperatura T=273 K (0°C). În condiții normale, volumul molar al gazelor (volumul unei substanțe împărțit la cantitatea acesteia) este de 22,4 l/mol, adică. 1 mol de gaz (6,02 ∙ 10 23 molecule - numărul constant al lui Avogadro) ocupă un volum de 22,4 litri. Volumul molar (V m) este o valoare constantă.
Orez. 2. Condiții normale.
Rezolvarea problemelor
Semnificația principală a legii este capacitatea de a efectua calcule chimice. Pe baza primului corolar al legii, putem calcula cantitatea unei substanțe gazoase prin volum folosind formula:
unde V este volumul gazului, V m este volumul molar, n este cantitatea de substanță măsurată în moli.
A doua concluzie din legea lui Avogadro se referă la calculul densității relative a gazului (ρ). Densitatea se calculează folosind formula m/V. Dacă luăm în considerare 1 mol de gaz, formula densității va arăta astfel:
ρ (gaz) = M/V m,
unde M este masa unui mol, adică Masă molară.
Pentru a calcula densitatea unui gaz dintr-un alt gaz, este necesar să se cunoască densitățile gazelor. Formula generală pentru densitatea relativă a unui gaz este următoarea:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
unde ρ(x) este densitatea unui gaz, ρ(y) este densitatea celui de-al doilea gaz.
Dacă înlocuiți calculul densității în formulă, obțineți:
D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .
Volumul molar este redus și rămâne
D (y) x = M(x) / M(y).
Să luăm în considerare aplicarea practică a legii folosind exemplul a două sarcini:
- Câți litri de CO 2 se vor obține din 6 moli de MgCO 3 în timpul descompunerii MgCO 3 în oxid de magneziu și dioxid de carbon (n.s.)?
- Care este densitatea relativă a CO 2 în hidrogen și în aer?
Să rezolvăm mai întâi prima problemă.
n(MgC03) = 6 mol
MgC03 = MgO+CO2
Cantitatea de carbonat de magneziu și dioxid de carbon este aceeași (o moleculă fiecare), deci n(CO2) = n(MgCO3) = 6 mol. Din formula n = V/V m puteți calcula volumul:
V = nV m, i.e. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Răspuns: V(CO 2) = 134,4 l
Rezolvarea celei de-a doua probleme:
- D (H2) CO2 = M(C02) / M(H2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (aer) CO 2 = M(CO 2) / M (aer) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Orez. 3. Formule pentru cantitatea de substanță în volum și densitatea relativă.
Formulele legii lui Avogadro funcționează doar pentru substanțe gazoase. Ele nu sunt aplicabile lichidelor și solidelor.
Ce am învățat?
Conform formulării legii, volume egale de gaze în aceleași condiții conțin același număr de molecule. În condiții normale (n.s.), valoarea volumului molar este constantă, adică. V m pentru gaze este întotdeauna egal cu 22,4 l/mol. Din lege rezultă că același număr de molecule de gaze diferite în condiții normale ocupă același volum, precum și densitatea relativă a unui gaz în comparație cu altul - raportul dintre masa molară a unui gaz și masa molară a gazului. al doilea gaz.
Test pe tema
Evaluarea raportului
Rata medie: 4 . Evaluări totale primite: 230.
1.Chimia face parte din știința naturii. Procese chimice. Tipuri de compuși chimici. Nomenclatura chimică. Nomenclatura sărurilor medii, acide, bazice.
Chimia face parte din știința naturii.
Chimia este știința substanțelor. Studiază substanțele și transformările lor, care sunt însoțite de modificări ale structurii interne a substanței și ale structurii electronice a atomilor care interacționează, dar nu afectează compoziția și structura nucleelor.
Sunt cunoscuți aproximativ 7.000.000 de compuși chimici, dintre care 400.000 sunt anorganici.
Chimia este una dintre disciplinele fundamentale. Face parte din știința naturii, științele naturii. Este legat de multe alte științe, cum ar fi fizica, medicina, biologia, ecologia etc.
Procese chimice.
Tipuri de compuși chimici.
Nomenclatura chimică.
În prezent, pentru denumirea elementelor chimice se folosește nomenclatura trivială și rațională, acestea din urmă fiind împărțite în rusă, semisistematică (internațională) și sistematică.
ÎN banal Nomenclatura folosește denumiri proprii stabilite istoric ale substanțelor chimice. Ele nu reflectă compoziția compușilor chimici. Folosirea unor astfel de nume este cel mai adesea un tribut adus tradiției. Exemplu: CaO – var nestins, N2O – gaz râd.
În cadrul nomenclaturii ruse, rădăcinile numelor rusești sunt folosite pentru a denumi compuși chimici, iar în nomenclatura semi-sistematică, folosesc rădăcini latine. Citirea formulelor compușilor chimici începe de la dreapta la stânga. Atât nomenclatura rusă, cât și cea semisistematică reflectă pe deplin compoziția compușilor chimici. Exemplu: CaO – oxid de calciu (oxid de calciu), N2O – semioxid de azot (oxid de azot I).
Pentru a unifica și a simplifica formarea denumirilor, Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată a propus un sistem diferit de formare a compușilor chimici. Conform acestor reguli, aceste substanțe ar trebui denumite de la stânga la dreapta. Exemplu: CaO – oxid de calciu, N2O – oxid de dinazot.
În prezent, cele mai frecvente utilizate sunt nomenclatura rusă și semi-sistematică.
Nomenclatura sărurilor medii, acide, bazice.
Pe baza compoziției lor chimice, sărurile sunt clasificate în săruri medii, acide și bazice. Există și săruri duble, mixte și complexe. Majoritatea sărurilor, indiferent de solubilitatea lor în apă, sunt electroliți puternici.
Săruri normale.
2. Legea lui Avogadro și consecințele ei.
legea lui Avogadro.
Amadeo Avogadro a prezentat o ipoteză în 1811, care a fost confirmată ulterior de date experimentale și, prin urmare, a devenit cunoscută drept legea lui Avogadro:
Volume egale de gaze diferite în aceleași condiții (temperatură și presiune) conțin același număr de molecule.
Avogadro a propus că moleculele gazelor simple constau din doi atomi identici. Astfel, atunci când hidrogenul se combină cu clorul, moleculele acestora se descompun în atomi care formează molecule de clorură de hidrogen. Dintr-o moleculă de clor și o moleculă de hidrogen se formează două molecule de acid clorhidric.
Consecințele legii lui Avogadro.
Cantități egale de substanțe gazoase în aceleași condiții (presiune și temperatură) ocupă volume egale.În special: în condiții normale, 1 mol de orice gaz ocupă un volum egal cu 22,4 litri. Acest volum se numește volumul molar al gazului. Condiții normale: 273K, 760mmHg. Artă. sau 1,01*10^5Pa.
Densitățile oricăror substanțe gazoase în aceleași condiții (T, P) sunt denumite masele lor molare (molare).
Raportul densității - densitatea relativă a unui gaz față de altul ( Drel.), atunci raportul maselor molare este de asemenea egal Drel.
Dacă densitatea relativă a gazului este determinată de hidrogen sau aer, atunci valoarea este μ=2Dн și μ=29Dair. Unde 29 este masa molară a aerului.
Dacă gazul se află în condiții reale, atunci volumul său este calculat folosind formula Mendeleev-Clapeyron:
P*V=(m/μ)*R*T, unde R=8,31 J/mol*K
Amestecuri de gaze.
Dacă nu există nicio interacțiune într-un amestec de gaze, atunci fiecare gaz din amestec are propriile sale proprietăți individuale și respectă legile discutate mai devreme.
Compoziția amestecurilor de gaze poate fi exprimată: masă, volum, fracții molare.
Fracția de masă a gazului este raportul dintre masa gazului și masa întregului amestec de gaze.
Fracția de volum a gazului este raportul dintre volumul de gaz și volumul întregului amestec.
Fracția molară a unui gaz este raportul dintre numărul de moli de gaz și numărul de moli din amestec.
Una dintre consecințele legii lui Avogadro: fracția de volum = fracția molară.
Principalele caracteristici ale unui amestec de gaze sunt rezumate din caracteristicile componentelor sale. Deci presiunea totală a amestecului de gaz este egală cu suma presiunilor parțiale ale gazului.
3. Legea echivalentelor. Echivalent. Masa echivalentă și volumul echivalent. Mase echivalente de compuși complecși.
Echivalent.
Echivalentul unei substanțe (element) E este cantitatea acesteia care interacționează cu un mol de atomi de hidrogen sau, în general, cu un echivalent al oricărei alte substanțe (element). De exemplu, să găsim echivalentul unor substanțe: HCl - 1 mol, H2O. Un mol de hidrogen se combină cu 1 mol de clor și ½ atomi de oxigen și, prin urmare, echivalenții sunt 1 și, respectiv, ½.
Masa echivalentă și volumul echivalent.
Masa echivalentă (Em) este masa unui echivalent al unei substanțe (element).
Masele echivalente ale elementelor considerate anterior sunt egale cu Em(Cl) = 35,3 g/mol, Em(O) = 8 g/mol.
Masa echivalentă a oricărui element poate fi determinată prin formula: Em = μ/CO, unde CO este valoarea absolută a stării de oxidare în compuși. Deoarece majoritatea elementelor au o stare de oxidare variabilă, valorile echivalentelor lor în diferiți compuși sunt diferite. De exemplu, să găsim
Dacă problema specifică volume de gaze, atunci este mai convenabil să folosiți conceptul de volum echivalent, calculat folosind legea lui Avogadro. Volumul echivalent este volumul ocupat la nivelul solului. un echivalent al substanței. Deci 1 mol de hidrogen, adică 2g. Ocupă un volum de 22,4 litri, deci 1 g. (adică o masă echivalentă) va ocupa 11,2 litri. În mod similar, puteți găsi volumul echivalent de oxigen care este de 5,6 litri.
Legea echivalentelor.
Masele substanţelor care reacţionează, precum şi a produselor de reacţie, sunt proporţionale cu masele lor echivalente. m1/m2=Em1/Em2
Pentru o reacție chimică:
νаА+νвВ=νсС+νдД este valid nEm(A)=nEm(B)=nEm(C)=nEm(D)
Unde nEm este numărul de mase echivalente. Prin urmare, dacă se cunoaște numărul de mase echivalente ale uneia dintre substanțe, atunci nu este necesar să se calculeze numărul Em al substanțelor rămase. Evident, numărul de mase echivalente este egal cu raportul dintre masa substanței și masa echivalentă.
Legea echivalentelor pentru volume echivalente se scrie astfel:
Mase echivalente de compuși complecși.
Pe baza legii maselor echivalente, sunt valabile următoarele formule pentru calcularea Em:
Em(oxid)=μ(oxid)/∑COel-ta, unde ∑COel-ta este starea totală de oxidare a unuia dintre elemente (este egală cu produsul stării de oxidare a elementului cu numărul de atomi de acest element)
Em(săruri)=μ(săruri)/∑z, unde ∑z este sarcina totală a ionului (cation sau anion).
Em(acizi)=μ(acizi)/nh(numărul de bazicitate H)
Em(bază)=μ(bază)/non(aciditatea bazei – numărul OH)
H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O
3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O
Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4
4. Două principii ale mecanicii cuantice: dualitatea undă-particulă și principiul incertitudinii.
Electronul este un obiect al microlumii și în comportamentul său se supune unor legi speciale care nu sunt asemănătoare cu legile macrolumii. Mișcarea obiectelor în microlume este descrisă nu de legile mecanicii newtoniene, ci de legile mecanicii cuantice. Mecanica cuantică se bazează pe două principii de bază.
Principiul dualității undă-particulă.
Conform acestui principiu, comportamentul obiectelor din microlume poate fi descris ca mișcarea unei particule (corpuscul) și ca un proces ondulatoriu. Este imposibil din punct de vedere fizic să ne imaginăm asta. Din punct de vedere matematic, acest lucru este descris de ecuația De Broglie:
ק=(h*ν)/m*υ, unde ν este lungimea de undă corespunzătoare unui electron cu masa m și care se mișcă cu viteza υ.
Principiul incertitudinii Heisenberg.
Pentru un electron nu este posibil să se determine coordonatele x și impulsul cu nicio precizie (px=m*Vx, unde Vx este viteza electronului în direcția coordonatei x)
Incertitudini (erori) ale cunoștințelor noastre despre mărimile x și px. Putem vorbi doar despre locația probabilistică a electronului în acest loc. Cu cât definim mai exact x, cu atât valoarea lui px devine mai incertă pentru noi.
Aceste două principii formează natura probabilistic-statistică a mecanicii cuantice.
6. Secvența stărilor de umplere în atomi a diferitelor elemente cu electroni (stări energetice ale electronilor în atomii multielectroni). Formule electronice ale atomilor multielectroni folosind exemplul elementelor perioadelor 2 și 3. principiul lui Pauli. regula lui Hund. Formule electronice ale elementelor din stările fundamentale și excitate folosind exemplul atomilor de azot, carbon și sulf.
Secvența stărilor de umplere în atomii diferitelor elemente cu electroni (stările energetice ale electronilor în atomii multielectroni).
Conform principiului energiei minime, cea mai precisă stare a unui atom va fi cea în care electronii sunt plasați în orbitali cu cea mai mică energie. Starea atomului, care se caracterizează prin valoarea minimă a energiei electronilor, se numește sol (neexcitat).
Ordinea de umplere a orbitalilor este determinată energetic:
1).principiul energiei minime
2).Principiul Pauli
3).Regula lui Hund
Principiul minimei energie
Astfel, apariția unui al doilea electron într-un atom de heliu duce la faptul că efectul de interacțiune a unui electron cu un nucleu pozitiv este influențat și de forța de repulsie dintre electroni. Odată cu creșterea în continuare a electronilor, electronii interni sau de bază împiedică interacțiunea electronilor externi cu nucleul. Adică, electronii interni ecranează electronii externi Din aceste motive, atomii multielectroni au subniveluri diferite, cu valori energetice diferite în mod corespunzător. Ordinea de alternanță a subnivelurilor este determinată de două reguli Klechkovsky:
1).Energia inferioară corespunde unui subnivel cu o valoare mai mică a sumei n+l
2).Pentru aceleași sume, o energie mai mică corespunde unui subnivel cu o valoare m mai mică
Masa. Subnivelul 4s este mai mic în energie decât subnivelul 3d, deoarece electronii s sunt mai puțin ecranați decât electronii d, deoarece poate pătrunde mai aproape de miez.
principiul Pauli
Un atom nu poate avea doi electroni cu același set de numere cuantice. Astfel, un orbital nu poate conține mai mult de doi electroni, cu spinuri de rotație diferite.
regula lui Hund
Subnivelul este umplut în așa fel încât rotirea lor totală să fie maximă. Adică, într-un subnivel, numărul maxim de celule cuantice este mai întâi umplut.
7. Natura modificării proprietăților chimice ale elementelor pe măsură ce numărul lor atomic crește.S-, p-, d-, f- elemente. Relația dintre configurația electronică a atomilor elementelor și poziția lor în tabelul periodic.
Natura modificărilor proprietăților chimice ale elementelor pe măsură ce numărul lor atomic crește.
Pe măsură ce numărul ordinal crește în perioade, proprietățile nemetalice (acide) cresc de la stânga la dreapta. Proprietățile metalice (proprietățile de bază) cresc în grupuri. Aceasta duce la faptul că în apropierea diagonalei trasate din colțul din stânga sus spre colțul din dreapta jos, elementele formează compuși de natură amfoterică.
În plus, modificarea periodică a proprietăților elementelor cu număr atomic în creștere se explică printr-o modificare periodică a structurii atomilor, și anume a numărului de electroni la nivelurile lor energetice exterioare.
S -, p -, d -, f - elemente. Relația dintre configurația electronică a atomilor elementelor și poziția lor în tabelul periodic.
Începutul fiecărei perioade corespunde începutului dezvoltării unui nou nivel energetic. Numărul perioadei determină numărul nivelului extern. Este construit pe elementele subgrupurilor principale. Acestea. elementele s și p. Pentru d elemente, primul nivel din exterior este umplut. Al doilea f- este afară. Acestea. nivelurile exterioare și cele construite nu coincid întotdeauna. Deoarece d elemente au primul nivel extern umplut, iar proprietățile chimice sunt determinate în primul rând de structura nivelului de energie externă, proprietățile chimice ale acestor elemente sunt similare între ele (de exemplu, toate sunt metale). Ele nu au o schimbare bruscă a proprietăților atunci când se deplasează de la element la element. Ca, de exemplu, elementele s și p. Proprietățile elementelor f (lantanide și actinide) sunt și mai asemănătoare, deoarece umplu subniveluri și mai profunde.
10.Covalența în metoda legăturii de valență. Posibilitățile de valență ale atomilor elementelor din a doua perioadă în stările fundamentale și excitate. Comparați posibilitățile de valență (covalență) Sși despre,FȘiCl
Covalența în metoda legăturii de valență.
Fiecare atom furnizează unul dintr-o pereche de electroni. Numărul total de perechi de electroni pe care le formează cu atomii altor elemente se numește covalență.
Posibilitățile de valență ale atomilor elementelor din a doua perioadă în stările fundamentale și excitate.
Comparați posibilitățile de valență (covalență) S și despre, F Și Cl în cadrul metodei legăturii de valență.
În lecția 23" legea lui Avogadro"de la curs" Chimie pentru manechine„să vorbim despre rolul studiului gazelor pentru toată știința și, de asemenea, să dăm o definiție a legii lui Avogadro. Cu această lecție deschidem a treia secțiune a cursului, numită „Legile statului gazelor”. Recomand să revizuiți lecțiile anterioare, deoarece acestea acoperă chimia de bază de care veți avea nevoie pentru a învăța acest capitol.
Prefață la capitol
Cuvântul " Gaz” provine din binecunoscutul cuvânt grecesc haos. Chimiștii au abordat studiul gazelor mult mai târziu decât alte substanțe. Solidele și lichidele au fost mult mai ușor de identificat și de distins unele de altele, iar conceptul de „aere” diferite a apărut foarte lent. Dioxidul de carbon a fost obținut din calcar abia în 1756. Hidrogenul a fost descoperit în 1766, azotul în 1772 și oxigenul în 1781. În ciuda descoperirii târzii a gazelor, acestea au fost primele substanțe ale căror proprietăți fizice puteau fi explicate cu ajutorul unor legi simple. S-a dovedit că, atunci când substanțele în această stare evazivă sunt supuse modificărilor de temperatură și presiune, ele se comportă conform unor legi mult mai simple decât substanțele solide și lichide. Mai mult, unul dintre cele mai importante teste ale teoriei atomice a fost capacitatea acesteia de a explica comportamentul gazelor. Această poveste este spusă în acest capitol.
Prin includerea unei probe de gaz într-un vas închis, putem măsura masa, volumul, presiunea pe pereții vasului, vâscozitatea, temperatura, conductibilitatea termică și viteza de propagare a sunetului. De asemenea, este ușor de măsurat viteza de scurgere (debit) a unui gaz printr-o deschidere a unui vas și viteza cu care un gaz difuzează (pătrunde) în altul. În această secțiune se va arăta că toate aceste proprietăți nu sunt independente unele de altele, ci sunt legate folosind o teorie destul de simplă bazată pe presupunerea că gazele constau din particule care se mișcă și se ciocnesc continuu.
Ipoteza propusă în 1811 de Amedo Avogadro (1776-1856) a jucat un rol extrem de important în dezvoltarea teoriei atomice. Avogadro a sugerat asta Volume egale ale tuturor gazelor, la aceeași temperatură și presiune, conțin un număr egal de molecule. Aceasta înseamnă că densitatea unui gaz trebuie să fie proporțională cu greutatea moleculară a gazului respectiv. Densitatea unui gaz este masa acestuia pe unitate de volum și măsurată în grame pe mililitru (g/ml).
Ipoteza lui Avogadro a fost observată abia 50 de ani mai târziu, care după numeroase teste a fost confirmată și transformată dintr-o ipoteză în legea lui Avogadro. Ca semn al recunoașterii întârziate a omului de știință care a fost ignorat în mod nemeritat, numărul de molecule dintr-un mol dintr-o substanță a fost ulterior numit Numerele Avogadro, egal cu 6.022·10 23.
Dacă folosim legea lui Avogadro, atunci numărul de molecule de gaz și, prin urmare, numărul n alunițele sale trebuie să fie proporționale cu volumul V gaz:
- Numărul de moli de gaz n = k V (la constante P și T)
În această ecuație k— coeficient de proporționalitate în funcție de temperatură T si presiune P.
În lecția 23" legea lui Avogadro„Am examinat unul dintre numeroasele modele inerente gazelor. În acest capitol, vom discuta alte modele care relaționează presiunea gazului P, volumul acestuia V, temperatura T și numărul de moli n dintr-o probă de gaz dată. Sper că lecția a fost informativă și de înțeles. Dacă aveți întrebări, scrieți-le în comentarii. Dacă nu există întrebări, treceți la lecția următoare.
Amedeo Avogadro a fost unul dintre fizicienii și chimiștii italieni din secolul al XIX-lea. Trebuie spus că a primit o educație juridică, dar dorința pentru matematică și fizică l-a împins să studieze independent aceste științe. Și în această chestiune a reușit.
La treizeci de ani, Avogadro a devenit profesor de fizică la unul dintre liceele universitare din acea vreme. Mai târziu avea să devină profesor de matematică la universitate. Cu toate acestea, Avogadro nu este cunoscut deloc pentru cariera sa de succes ca profesor de științe exacte, pe care a stăpânit-o independent, este cunoscut în primul rând ca om de știință și ca persoană care a exprimat una dintre ipotezele fundamentale ale chimiei fizice. El a sugerat că dacă luăm volume egale din două gaze ideale diferite la aceeași presiune și temperatură, atunci aceste volume vor conține același număr de molecule. Ulterior, ipoteza a fost confirmată, iar astăzi poate fi dovedită folosind calcule teoretice. Astăzi această regulă se numește legea lui Avogadro. În plus, un anumit număr constant a fost numit după el, așa-numitul număr Avogadro, care va fi discutat mai jos.
numărul lui Avogadro
Toate substanțele constau dintr-un fel de elemente structurale, de regulă, acestea sunt fie molecule, fie atomi, dar acest lucru nu este important. Ce ar trebui să se întâmple când amestecăm două substanțe și ele reacţionează? Este logic ca un element structural, o caramida, dintr-o substanta sa reactioneze cu un element structural, o caramida, dintr-o alta substanta. Prin urmare, în timpul unei reacții complete, numărul de elemente pentru ambele substanțe ar trebui să fie același, deși greutatea și volumul preparatelor pot diferi. Astfel, orice reacție chimică trebuie să conțină același număr de elemente structurale ale fiecărei substanțe, sau aceste numere trebuie să fie proporționale cu un anumit număr. Valoarea acestui număr este complet neimportantă, dar mai târziu au decis să ia douăsprezece grame de carbon-12 ca bază și să calculeze numărul de atomi din el. Este de aproximativ șase ori zece față de puterea a douăzeci și treia. Dacă o substanță conține un astfel de număr de elemente structurale, atunci vorbim de un mol de substanță. În consecință, toate reacțiile chimice din calculele teoretice sunt scrise în moli, adică molii de substanțe sunt amestecați.
După cum am menționat mai sus, valoarea numărului lui Avogadro este, în principiu, neimportantă, dar este determinată fizic. Deoarece experimentele au în prezent o acuratețe insuficientă, acest număr este actualizat în mod constant. Se poate, desigur, spera că într-o zi va fi calculat absolut exact, dar până acum acest lucru este departe de a se întâmpla. Până în prezent, ultima precizare a fost făcută în 2011. În plus, în același an a fost adoptată o rezoluție privind modul de scriere corectă a acestui număr. Deoarece este în mod constant rafinat, astăzi este scris ca 6,02214X înmulțit cu zece până la puterea a douăzeci și treia. Acest număr de elemente structurale este conținut într-un mol de substanță. Litera „X” din această intrare indică faptul că numărul este specificat, adică valoarea lui X va fi specificată în viitor.
legea lui Avogadro
La începutul acestui articol am menționat Legea lui Avogadro. Această regulă spune că numărul de molecule este același. În acest caz, are sens să conectăm această lege cu numărul sau molul lui Avogadro. Atunci legea lui Avogadro va afirma că un mol din fiecare gaz ideal la aceeași temperatură și presiune ocupă același volum. Se estimează că în condiții normale acest volum este de aproximativ douăzeci și patru de litri și jumătate. Există o valoare exactă pentru această cifră, 22,41383 litri. Și deoarece procesele care au loc în condiții normale sunt importante și apar foarte des, există un nume pentru acest volum, volumul molar al gazului.
În calculele teoretice, de foarte multe ori, sunt luate în considerare volumele molare de gaz. Dacă este nevoie să treceți la alte temperaturi sau presiune, atunci volumul, desigur, se va schimba, dar există formule corespunzătoare din fizică care vă permit să îl calculați. Trebuie doar să vă amintiți întotdeauna că un mol de gaz se referă întotdeauna la condiții normale, adică este o anumită temperatură și o anumită presiune, iar conform decretului din 1982, în condiții normale, presiunea gazului este de zece la al cincilea Pascal. , iar temperatura este de 273,15 Kelvin .
Pe lângă semnificația practică evidentă a celor două concepte care au fost discutate mai sus, există consecințe mai interesante care decurg din ele. Deci, cunoscând densitatea apei și luând un mol din ea, putem estima dimensiunea moleculei. Aici presupunem că știm masa atomică a apei și a moleculelor de carbon. Astfel, dacă luăm douăsprezece grame pentru carbon, atunci masa apei este determinată în funcție de relația proporțională, este egală cu optsprezece grame. Deoarece densitatea apei este ușor de determinat, datele necesare pentru a estima dimensiunea unei molecule de apă sunt acum suficiente. Calculele arată că dimensiunea unei molecule de apă este de ordinul zecimii de nanometru.
De asemenea, este interesantă dezvoltarea în continuare a legii lui Avogadro. Astfel, Van't Hoff a extins legile gazelor ideale la soluții. Esența se rezumă la analogia legilor, dar în final acest lucru a făcut posibilă aflarea maselor moleculare ale substanțelor care altfel ar fi foarte greu de obținut.
Lăsați temperatura să fie constantă (\(T=const \)), presiunea să nu se schimbe (\(p=const \)), constanta de volum \((V=const) \) : \((N) \) - numărul de particule (molecule) din orice gaz ideal este o valoare constantă. Această afirmație se numește legea lui Avogadro.
Legea lui Avogadro este așa:
Volume egale de gaze (V) în aceleași condiții (temperatura T și presiune P) conțin același număr de molecule.
Legea lui Avogadro a fost descoperită în 1811 de Amedeo Avogadro. Condiția prealabilă pentru aceasta a fost regula raporturilor multiple: în aceleași condiții, volumele de gaze care intră în reacție sunt în rapoarte simple, cum ar fi 1:1, 1:2, 1:3 etc.
Omul de știință francez J.L. Gay-Lussac a stabilit legea relațiilor volumetrice:
Volumele gazelor care reacţionează în aceleaşi condiţii (temperatură şi presiune) sunt legate între ele ca numere întregi simple.
De exemplu, 1 litru de clor se combină cu 1 litru de hidrogen pentru a forma 2 litri de acid clorhidric; 2 litri de oxid de sulf (IV) se combină cu 1 litru de oxigen pentru a forma 1 litru de oxid de sulf (VI).
Gazele reale, de regulă, sunt un amestec de gaze pure - oxigen, hidrogen, azot, heliu etc. De exemplu, aerul este format din 77% azot, 21% oxigen, 1% hidrogen, restul sunt gaze inerte și alte gaze. Fiecare dintre ele creează presiune pe pereții vasului în care se află.
Presiune parțială
Presiunea pe care fiecare gaz o creează separat într-un amestec de gaze, ca și când singur ar ocupa întregul volum, se numește presiune parțială(din latină partialis - parțial)Conditii normale: p = 760 mm Hg. Artă. sau 101.325 Pa, t = 0 °C sau 273 K.
Corolare din legea lui Avogadro
Corolarul 1 din legea lui Avogadro Un mol de orice gaz în aceleași condiții ocupă același volum. În special, în condiții normale, volumul unui mol de gaz ideal este de 22,4 litri. Acest volum se numește volumul molar\(V_(\mu)\)
unde \(V_(\mu)\) este volumul molar al gazului (dimensiunea l/mol); \(V\) - volumul de materie al sistemului; \(n\) - cantitatea de substanță din sistem. Exemplu de intrare: \(V_(\mu)\) gaz (n.s.) = 22,4 l/mol.
Corolarul 2 din legea lui Avogadro Raportul maselor de volume egale a două gaze este o valoare constantă pentru aceste gaze. Această cantitate se numește densitate relativa\(D\)
unde \(m_1\) și \(m_2\) sunt masele molare a două substanțe gazoase.
Valoarea \(D\) se determină experimental ca raport dintre masele de volume egale ale gazului studiat \(m_1\) și un gaz de referință cu o masă moleculară cunoscută (M2). Din valorile \(D\) și \(m_2\) puteți găsi masa molară a gazului studiat: \(m_1 = D\cdot m_2\)
Astfel, în condiții normale (n.s.), volumul molar al oricărui gaz este \(V_(\mu) = 22,4\) l/mol.
Densitatea relativă se calculează cel mai adesea în raport cu aerul sau hidrogenul, folosindu-se ca mase molare ale hidrogenului și aerului să fie cunoscute și, respectiv, egale:
\[ (\mu )_(H_2)=2\cdot (10)^(-3)\frac(kg)(mol) \]
\[ (\mu )_(vozd)=29\cdot (10)^(-3)\frac(kg)(mol) \]
Foarte des, la rezolvarea problemelor, se foloseste ca in conditii normale (n.s.) (presiunea unei atmosfere sau, care este aceeasi \(p=(10)^5Pa=760\ mm\ Hg,\ t=0^o C \)) volumul molar al oricărui gaz ideal:
\[ \frac(RT)(p)=V_(\mu )=22,4\cdot (10)^(-3)\frac(m^3)(mol)=22,4\frac(l)( mol)\ . \]
Concentrația moleculelor de gaz ideal în condiții normale:
\[ n_L=\frac(N_A)(V_(\mu ))=2,686754\cdot (10)^(25)m^(-3)\ , \]
numit numărul Loschmidt.
Javascript este dezactivat în browserul dvs.Pentru a efectua calcule, trebuie să activați controalele ActiveX!
- Duma de Stat a Rusiei desființează Comisia de monitorizare a veniturilor deputaților Comisia pentru venituri
- Comitetul sfinților ruși pentru educație și știință din regiunea Kursk
- Democrații de stânga vs liberalii de stânga
- Batyshev Serghei Yakovlevich, erou al Uniunii Sovietice Ce se poate spune despre comandantul batalionului de infanterie „medie”