Закон авогадро примеры. Важнейшее положение в химии
Высчитать объём, молярную массу, количество газообразного вещества и относительную плотность газа помогает закон Авогадро в химии. Гипотеза была сформулирована Амедео Авогадро в 1811 году, а позже была подтверждена экспериментально.
Закон
Первым исследовал реакции газов Жозеф Гей-Люссак в 1808 году. Он сформулировал законы теплового расширения газов и объёмных отношений, получив из хлористого водорода и аммиака (двух газов) кристаллическое вещество - NH 4 Cl (хлорид аммония). Выяснилось, что для его создания необходимо взять одинаковые объёмы газов. При этом если один газ был в избытке, то «лишняя» часть после реакции оставалась неиспользованной.
Чуть позже Авогадро сформулировал вывод о том, что при одинаковых температурах и давлении равные объёмы газов содержат одинаковое количество молекул. При этом газы могут обладать разными химическими и физическими свойствами.
Рис. 1. Амедео Авогадро.
Из закона Авогадро вытекает два следствия:
- первое - один моль газа при равных условиях занимает одинаковый объём;
- второе - отношение масс одинаковых объёмов двух газов равно отношению их молярных масс и выражает относительную плотность одного газа по другому (обозначается D).
Нормальными условиями (н.у.) считаются давление Р=101,3 кПа (1 атм) и температура Т=273 К (0°С). При нормальных условиях молярный объём газов (объём вещества к его количеству) составляет 22,4 л/моль, т.е. 1 моль газа (6,02 ∙ 10 23 молекул - постоянное число Авогадро) занимает объём 22,4 л. Молярный объём (V m) - постоянная величина.
Рис. 2. Нормальные условия.
Решение задач
Главное значение закона - возможность проводить химические расчёты. На основе первого следствия закона можно вычислить количество газообразного вещества через объём по формуле:
где V - объём газа, V m - молярный объём, n - количество вещества, измеряемое в молях.
Второй вывод из закона Авогадро касается расчёта относительной плотности газа (ρ). Плотность высчитывается по формуле m/V. Если рассматривать 1 моль газа, то формула плотности будет выглядеть следующим образом:
ρ (газа) = M/V m ,
где M - масса одного моля, т.е. молярная масса.
Для расчёта плотности одного газа по другому газу необходимо знать плотности газов. Общая формула относительной плотности газа выглядит следующим образом:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
где ρ(x) - плотность одного газа, ρ(y) - второго газа.
Если подставить в формулу подсчёт плотности, то получится:
D (y) x = M(х) / V m / M(y) / V m .
Молярный объём сокращается и остаётся
D (y) x = M(х) / M(y).
Рассмотрим практическое применение закона на примере двух задач:
- Сколько литров СО 2 получится из 6 моль MgCO 3 при реакции разложения MgCO 3 на оксид магния и углекислый газ (н.у.)?
- Чему равна относительная плотность CO 2 по водороду и по воздуху?
Сначала решим первую задачу.
n(MgCO 3) = 6 моль
MgCO 3 = MgO+CO 2
Количество карбоната магния и углекислого газа одинаково (по одной молекуле), поэтому n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 моль. Из формулы n = V/V m можно вычислить объём:
V = nV m , т.е. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 моль ∙ 22,4 л/моль = 134,4 л
Ответ: V(СО 2) = 134,4 л
Решение второй задачи:
- D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 г/моль / 2 г/моль = 22;
- D (возд) CO 2 = M(CO 2) / M (возд) = 44 г/моль / 29 г/моль = 1,52.
Рис. 3. Формулы количества вещества по объёму и относительной плотности.
Формулы закона Авогадро работают только для газообразных веществ. Они не применимы к жидкостям и твёрдым веществам.
Что мы узнали?
Согласно формулировке закона равные объёмы газов при одинаковых условиях содержат одинаковое количество молекул. При нормальных условиях (н.у.) величина молярного объёма постоянна, т.е. V m для газов всегда равняется 22,4 л/моль. Из закона следует, что одинаковое количество молекул разных газов при нормальных условиях занимают одинаковый объём, а также относительная плотность одного газа по другому - отношение молярной массы одного газа к молярной массе второго газа.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4 . Всего получено оценок: 230.
1.Химия – часть естествознания. Химические процессы. Типы химических соединений. Химическая номенклатура. Номенклатура средних, кислых, основных солей.
Химия – часть естествознания.
Химия-наука о веществах. Она изучает вещества и их превращения, сопровождающиеся изменением внутреннего строения вещества и электронной структуры взаимодействующих атомов, но не затрагивающие состав и структуру ядер.
Известно около 7000000 химических соединений и из них 400000 неорганических.
Химия – одна из фундаментальных дисциплин. Она является частью естествознания, наук о природе. Она связана с множеством других наук, таких как физика, медицина, биология, экология и т.д.
Химические процессы.
Типы химических соединений.
Химическая номенклатура.
В настоящее время для названия химических элементов используют тривиальную и рациональную номенклатуру, причем последняя делится на русскую, полусистематическую (международную) и систематическую.
В тривиальной номенклатуре используют исторически сложившиеся собственные имена химических веществ. Они не отражают состав химических соединений. Использование таких названий чаще всего дань традиции. Пример: СаО – негашеная известь, N2О – веселящий газ.
В рамках русской номенклатуры используют для названия химических соединений корни русских названий, а в полусистематической – латинских. Чтение формул химических соединений начинается справа налево. И русская и полусистематическая номенклатуры в полной мере отражаю состав химических соединений. Пример: СаО – окись кальция (оксид кальция), N2O – полуокись азота (оксид азота I).
В целях унификации и упрощения формирования названий международный союз теоретической и прикладной химии предложил иную систему формирования химических соединений. Согласно этим правилам называть эти вещества следует слева направо. Пример: СаО – кальций оксид, N2O – диазот оксид.
В настоящее время самые распространенные в использовании русская и полусистематическая номенклатура.
Номенклатура средних, кислых, основных солей.
По химическому составу различают средние, кислые, основные соли. Существуют еще двойные, смешенные и комплексные соли. Большинство солей независимо от их растворимости в воде являются сильными электролитами.
Нормальные соли.
2. Закон Авогадро и его следствия.
Закон Авогадро.
Амадео Авогадро в 1811 году выдвинул гипотезу, которая в дальнейшем была подтверждена опытными данными и потому стала называться законом Авогадро:
Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул.
Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. Таким образом, при соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, которые образуют молекулы хлористого водорода. Из одной молекулы хлора и одной молекулы водорода образуется две молекулы хлористого водорода.
Следствия закона Авогадро.
Равные количества газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (давлении и температуре), занимают равные объемы. В частности: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22.4 литра. Этот объем называют молярным объемом газа. Нормальные условия: 273К, 760мм рт. ст. или 1,01*10^5Па.
Плотности любых газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (Т, Р), относятся как их мольные (молярные) массы.
Отношение плотностей – относительная плотность одного газа по другому (D отн. ), тогда отношение молярных масс – тоже равно D отн.
Если относительная плотность газа определена по водороду или по воздуху, то значение μ=2Dн и μ=29Dвозд. Где 29 – мольная масса воздуха.
Если газ находится в реальных условиях, то его объем вычисляется по формуле Менделеева-Клапейрона:
P*V=(m/μ)*R*T, где R=8,31 Дж/моль*К
Газовые смеси.
Если в газовой смеси нет взаимодействия, то каждый газ смеси обладает своими индивидуальными свойствами и подчиняется рассмотренным ранее законам.
Состав газовых смесей может выражаться: массовыми, объемными, мольными долями.
Массовая доля газа – отношение массы газа к массе всей газовой смеси.
Объемная доля газа – отношение объема газа к объему всей смеси.
Мольная доля газа – отношение числа молей газа к числу молей смеси.
Одним из следствий закона Авогадро: объемная доля = мольной доле.
Основные характеристики газовой смеси суммируются из характеристик ее компонентов. Так общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газа.
3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.
Эквивалент.
Эквивалентом вещества (элемента) Э называется такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества (элемента). Например, найдем эквивалент некоторых веществ: HCl – 1 моль, H2O. С одним молем водорода соединяется 1 моль хлора и ½ атомов кислорода, и следовательно эквиваленты равна соответственно 1 и ½.
Эквивалентная масса и эквивалентный объем.
Эквивалентная масса (Эм) называется масса одного эквивалента вещества (элемента).
Эквивалентные массы ранее рассмотренных элементов равны Эм(Cl)=35.3 г/моль, Эм(O)=8 г/моль.
Эквивалентную массу любого элемента можно определить по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная величина степени окисления в соединениях. Поскольку большинство элементов имеют переменную степень окисления, то значения их эквивалентов в различных соединениях различно. Например найдем
Если в задаче указаны объемы газов, то удобнее пользоваться понятием эквивалентный объем, вычисляемый с помощью закона Авогадро. Эквивалентным объемом называется объем занимаемый при н.у. одним эквивалентом вещества. Так 1 моль водорода, т.е. 2г. Занимает объем 22.4л., следовательно 1г. (т.е. одна эквивалентная масса), будет занимать 11,2л. Аналогично можно найти эквивалентный объем кислорода который равен 5.6л.
Закон эквивалентов.
Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны изх эквивалентным массам. m1/m2=Эм1/Эм2
Для химической реакции:
νаА+νвВ=νсС+νдД справедливо nЭм(А)=nЭм(В)=nЭм(С)=nЭм(Д)
Где nЭм – число эквивалентных масс. Поэтому если известно число эквивалентных масс одного из веществ, то отпадает необходимость в подсчете числа Эм оставшихся веществ. Очевидно, что число эквивалентных масс равно отношению массы вещества к эквивалентной массе.
Закон эквивалентов для эквивалентных объемов записывается в следующем виде:
Эквивалентные массы сложных соединений.
На основе закона эквивалентных масс справедливы следующие формулы для расчета Эм:
Эм(оксида)=μ(оксида)/∑СОэл-та,где ∑СОэл-та – суммарная степень окисления одного из элементов (она равна произведению степери окисления элемента на число атомов этого элемента)
Эм(соли)=μ(соли)/∑z , где ∑z – суммарный заряд иона (катиона или аниона).
Эм(кислоты)=μ(кислоты)/nh(основность-число Н)
Эм(основания)=μ(основания)/nон(кислотность основания – число ОН)
H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O
3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O
Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4
4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности.
Электрон является объектом микромира и в своем поведении он подчиняется особым законам, не похожим на законы макромира. Движение объектов микромира описывается не законами механики Ньютона, а законами квантовой механики. Квантовая механики основывается на двух основных принципах.
Принцип корпускулярно-волнового дуализма.
Согласно этому принципу поведение объектов микромира может быть описано как движение частицы (корпускулы) и как волновой процесс. Физически это представить невозможно. Математически это описывается уравнением Де Бройля:
ק=(h*ν)/m*υ, где ν – длина волны, соответствующая электрону массой m и движущегося со скоростью υ.
Принцип неопределенности Гейзенберга.
Для электрона не возможно с какой либо точностью определить координату х и импульс (px=m*Vx, где Vx – скорость электрона в направлении координаты х)
Неопределенности (погрешности) нашего знания о величинах х и рх. Мы можем говорить лишь о вероятностном расположении электрона в этом месте. Чем точнее мы определяем х, тем неопределеннее для нас становится величина рх.
Из этих двух принципов складывается ветоятностно-статистический характер квантовой механики.
6. Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах). Электронные формулы многоэлектронных атомов на примере элементов 2 и 3 периодов. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные формулы элементов в основном и возбужденных состояниях на примере атомов азота, углерода, серы.
Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах).
Согласно принципу минимума энергии, наиболее точным состоянием атома будет то, при котором электроны размещаются на орбиталях с наименьшей энергией. Состояние атома, которое характеризуется минимальным значением энергии электрона называется основным (невозбужденным).
Порядок заполнения орбиталей энергетически определяется:
1).принцип минимума энергии
2).принцип Паули
3).правило Хунда
Принцип наименьшей энергии
Так появление второго электрона у атома гелия приводит к тому, что на эффект взаимодействия электрона с положительным ядром, влияет еще и сила отталкивания электронов между собой. При дальнейшем росте электронов, внутренние или основные электроны препятствуют взаимодействию внешних с ядром. То есть внутренние электроны экранируют внешние, В связи с этими причинами в многоэлектронных атомах различаются подуровни с соответственно различным значением энергии. Порядок чередования подуровней определяется двумя правилами Клечковского:
1).Меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением суммы n+l
2).При одинаковых значениях суммы меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением m
Таблица. 4s подуровень по энергии ниже, чем 3d подуровень, т.к. s электроны меньше экранируются, чем d электроны, т.к. могут ближе проникнуть к ядру.
Принцип Паули
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым наборов квантовых чисел. Таким образом, на одной орбитали может находится не более двух электронов, причем с разными спинами вращения.
Правило Хунда
Подуровень заполняется таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. То есть в пределах подуровня сначала заполняется максимальное число квантовых ячеек.
7. Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера. S -, p -, d -, f - элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе.
Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера.
При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера.
Кроме того, периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях.
S -, p -, d -, f - элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе.
Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни.
10.Ковалентность в методе валентных связей. Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях. Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl
Ковалентность в методе валентных связей.
Каждый атом предоставляет один из пары электронов. Общее число электронных пар, которое он образует с атомами других элементов, называется ковалентностью.
Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях.
Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl в рамках метода валентных связей.
В уроке 23 «Закон Авогадро » из курса «Химия для чайников » поговорим о роли изучения газов для всей науки, а также дадим определение закону Авогадро. Этим уроком мы открываем третий раздел курса, под названием «Законы газового состояния». Рекомендую просмотреть прошлые уроки, так как в них изложены основы химии, которые понадобятся вам в изучении данной главы.
Предисловие к главе
Слово «Газ » происходит от хорошо известного греческого слова хаос. Химики гораздо позже подошли к изучению газов, чем других веществ. Твердые и жидкие вещества было значительно легче опознавать и отличать друг от друга, а представление о различных «воздухах» зарождалось очень медленно. Диоксид углерода был получен из известняка только в 1756 г. Водород открыли в 1766 г., азот — в 1772 г., а кислород — в 1781 г. Несмотря на столь позднее открытие газов, они являлись первыми веществами, физические свойства которых удавалось объяснить при помощи простых законов. Оказалось, что когда вещества, находящиеся в этом трудноуловимом состоянии, подвергаются изменениям температуры и давления, они ведут себя по гораздо более простым законам, чем твердые и жидкие вещества. Более того, одним из важнейших испытаний атомистической теории оказалась ее способность объяснить поведение газов. Эта история излагается в данной главе.
Заключив в замкнутый сосуд образец какого-либо газа, мы можем измерить его массу, объем, давление на стенки сосуда, вязкость, температуру, теплопроводность и скорость распространения нем звука. Легко также измерить скорость эффузии (истечения) газа через отверстие в сосуде и скорость, с которой один газ диффундирует (проникает) в другой. В данном разделе будет показано, что все эти свойства не являются независимыми друг от друга, а связаны при помощи довольно простой теории, основанной на предположении, что газы состоят из непрерывно движущихся и сталкивающихся частиц.
В развитие атомистической теории чрезвычайно важную роль сыграла гипотеза, выдвинутая в 1811 г. Амедо Авогадро (1776-1856). Авогадро предположил, что в равных объемах всех газов, при одинаковых температуре и давлении, содержится равное число молекул. Это означает, что плотность газа должна быть пропорциональна молекулярной массе данного газа. Под плотностью газа понимается его масса, приходящаяся на единицу объема и измеряемая в граммах на миллилитр (г/мл).
На гипотезу Авогадро обратили внимание лишь спустя 50 лет, которая после многочисленных испытаний было подтверждена и из гипотезы превратилась в закон Авогадро . В знак запоздалого признания незаслуженно обойденного вниманием ученого число молекул в моле вещества впоследствии получило название числа Авогадро , равное 6,022·10 23 .
Если воспользоваться законом Авогадро, то число молекул газа, а следовательно и число n его молей должно быть пропорционально объему V газа:
- Число молей газа n = k·V (при постоянных P и Т)
В этом уравнении k — коэффициент пропорциональности, зависящий от температуры T и давления P .
В уроке 23 «Закон Авогадро » мы рассмотрели одну из многих закономерностей, присущих газам. В данной главе мы обсудим и другие закономерности, связывающие между собой давление газа P, его объем V, температуру T и число молей n в данном образце газа. Надеюсь урок был познавательным и понятным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.
Амедео Авогадро был одним из итальянских физиков и химиков в девятнадцатом веке. Надо сказать, что образование он получал юридическое, но тяга к математике и физике подтолкнула его самостоятельно заняться изучением этих наук. И в этом деле он преуспел.
В тридцать лет Авогадро становится преподавателем физики в одном из университетских лицеев того времени. Позже он станет профессором математике в университете. Однако, Авогадро известен вовсе не своей успешной карьерой преподавателя точных наук, коих он освоил самостоятельно, он известен, прежде всего, как учёный, и как человек, высказавший одну из основополагающих гипотез физической химии. Он предположил, что если взять равные объёмы двух разных идеальных газов при одном и том же давлении и температуре, то в этих объёмах будет содержаться одинаковое число молекул. Впоследствии гипотеза подтвердилась, и сегодня может быть доказана при помощи теоретических выкладок. Сегодня это правило носит название закона Авогадро. Кроме того, в честь него было названо некое постоянное число, так называемое число Авогадро, о чём пойдёт речь ниже.
Число Авогадро
Все вещества состоят из каких-то структурных элементов, как правило, это либо молекулы, либо атомы, но важно не это. Что должно происходить, когда мы смешиваем два вещества, и они реагируют? Логично, что один структурный элемент, кирпичик, одного вещества должен прореагировать с одним структурным элементом, кирпичиком, другого вещества. Поэтому при полной реакции число элементов для обоих веществ должно быть одинаковым, хотя при этом могут отличаться и вес, и объёмы препаратов. Таким образом, любая химическая реакция должна содержать одинаковое число структурных элементов каждого вещества, либо эти цифры должны быть пропорциональны какому-то числу. Совершенно неважно значение этого числа, но в дальнейшем за основу решили взять двенадцать грамм углерода-12 и подсчитать в нём количество атомов. Оно составляет порядка шести помноженной на десять в двадцать третьей степени. Если вещество содержит такое количество структурных элементов, то говорят об одном моле вещества. Соответственно все химические реакции в теоретических выкладках записываются в молях, то есть смешивают моли веществ.
Как говорилось выше, значение числа Авогадро, в принципе неважно, однако при этом его определяют физическим способом. Поскольку опыты на данный момент имеют недостаточную точность, то данное число всё время уточняется. Можно, конечно, надеется, что когда-нибудь оно будет подсчитано абсолютно точно, но пока до этого далеко. На сегодняшний день последнее уточнение было сделано в 2011 году. Кроме того, в том же году была принята резолюция о том, как грамотно записывать данное число. Поскольку оно всё время уточняется, то его на сегодняшний день записывают как 6.02214Х помноженное на десять в двадцать третьей степени. Такое количество структурных элементов содержится в одном моле вещества. Буква «Х» в данной записи говорит о том, что число уточняется, то есть значение Х в будущем будет уточняться.
Закон Авогадро
В самом начале данной статьи мы упомянули Закон Авогадро. Это правило говорит об одинаковом количестве молекул. В таком случае имеет смысл связать этот закон с числом Авогадро или молем. Тогда закон Авогадро будет утверждать, что моль каждого идеального газа при одной и той же температуре и давление занимает одинаковый объём. Подсчитано, что при нормальных условиях этот объём составляет порядка двадцати четырёх с половиной литров. Есть точное значение этой цифры, 22.41383 литров. И поскольку процессы, происходящие при нормальных условиях, важны и встречаются очень часто, то есть и название для данного объёма, молярный объём газа.
В теоретических выкладках очень часто, рассматривается молярные объёмы газа. Если есть необходимость перейти к другим температурам или давление, то объём, конечно, изменится, однако есть соответствующие формулы из физики, которые позволяют его подсчитать. Просто надо всегда помнить, что моль газа всегда относится к нормальным условиям, то есть это какая-то конкретная температура и какое-то конкретное давление, и согласно постановлению 1982 года при нормальных условиях давление газа составляет десять в пятой степени Паскаль, а температура 273.15 Кельвина.
Помимо очевидного прикладного значения двух понятий, что были рассмотрены выше, есть и более интересные последствия, которые из них вытекают. Так, зная плотность воды и, взяв один моль её, мы можем оценить размеры молекулы. Здесь мы исходим из того, что нам известна атомарная масса молекул воды и углерода. Таким образом, если мы берём для углерода двенадцать грамм, то масса воды определяется согласно пропорциональной зависимости, она равна восемнадцати граммам. Поскольку плотность воды определить несложно, необходимых данных для оценки размера молекулы воды теперь достаточно. Вычисления показывают, что размер молекулы воды порядка десятых долей нанометра.
Интересно и дальнейшее развитие закона Авогадро. Так, Вант-Гоф распространил законы идеальных газов на растворы. Суть сводится к аналогии законов, но в итоге это дало возможность узнать молекулярные массы веществ, которые по-другому получить было бы очень трудно.
Пусть температура постоянна (\(T=const \) ), давление не изменяется (\(p=const \) ), объем постоянный \((V=const) \) : \((N) \) - число частиц (молекул) любого идеального газа величина неизменная. Это утверждение называется законом Авогадро.
Закон Авогадро звучит следующим образом:
В равных объемах газов (V ) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р ) содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро был открыт в 1811 г Амедео Авогадро . Предпосылкой для этого стало правило кратных отношений: при одинаковых условиях объемы газов, вступающих в реакцию, находятся в простых соотношениях, как 1:1, 1:2, 1:3 и т. д.
Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил закон объемных отношений:
Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.
Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI).
Реальные газы, как правило, являются смесью чистых газов - кислорода, водорода, азота, гелия и т. п. Например, воздух состоит из 77 % азота, 21 % кислорода, 1 % водорода, остальные - инертные и прочие газы. Каждый из них создает давление на стенки сосуда, в котором находится.
Парциальное давление
Давление, которое в смеси газов создает каждый газ в отдельности, как будто он один занимает весь объем, называется парциальным давлением (от лат. partialis - частичный)Нормальные условия: p = 760 мм рт. ст. или 101 325 Па , t = 0 °С или 273 К .
Следствия из закона Авогадро
Следствие 1 из закона Авогадро Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа равен 22,4 л . Этот объем называют молярным объемом \(V_{\mu} \)
где \(V_{\mu} \) - молярный объем газа (размерность л/моль); \(V \) - объем вещества системы; \(n \) - количество вещества системы. Пример записи: \(V_{\mu} \) газа (н.у.) = 22,4 л/моль.
Следствие 2 из закона Авогадро Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью \(D \)
где \(m_1 \) и \(m_2 \) - молярные массы двух газообразных веществ.
Величина \(D \) определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа \(m_1 \) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам \(D \) и \(m_2 \) можно найти молярную массу исследуемого газа: \(m_1 = D \cdot m_2 \)
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа \(V_{\mu} = 22,4 \) л/моль.
Относительную плотность чаще всего вычисляют по отношению к воздуху или водороду, используя, что молярные массы водорода и воздуха известны и равны, соответственно:
\[ {\mu }_{H_2}=2\cdot {10}^{-3}\frac{кг}{моль} \]
\[ {\mu }_{vozd}=29\cdot {10}^{-3}\frac{кг}{моль} \]
Очень часто при решении задач используется то, что при нормальных условиях (н.у.) (давлении в одну атмосферу или, что тоже самое \(p={10}^5Па=760\ мм\ рт.ст,\ t=0^o C \) ) молярный объем любого идеального газа:
\[ \frac{RT}{p}=V_{\mu }=22,4\cdot {10}^{-3}\frac{м^3}{моль}=22,4\frac{л}{моль}\ . \]
Концентрацию молекул идеального газа при нормальных условиях:
\[ n_L=\frac{N_A}{V_{\mu }}=2,686754\cdot {10}^{25}м^{-3}\ , \]
называют числом Лошмидта .
В вашем браузере отключен Javascript.Чтобы произвести расчеты, необходимо разрешить элементы ActiveX!