Šta je avogadrov broj ili konstanta. Gdje se koristi Avogadrov broj?

Avogadrov zakon u hemiji pomaže pri izračunavanju zapremine, molarne mase, količine gasovite supstance i relativne gustine gasa. Hipotezu je formulirao Amedeo Avogadro 1811. godine, a kasnije je eksperimentalno potvrđena.

Zakon

Joseph Gay-Lussac je bio prvi koji je proučavao gasne reakcije 1808. On je formulisao zakone termička ekspanzija gasovi i zapreminski odnosi, dobijeni od hlorovodonika i amonijaka (dva gasa) kristalna supstanca- NH 4 Cl (amonijum hlorid). Ispostavilo se da je za njegovo stvaranje potrebno uzeti iste količine plinova. Štaviše, ako je jedan gas bio u višku, onda je "dodatni" dio ostao neiskorišten nakon reakcije.

Malo kasnije, Avogadro je formulirao zaključak da pri istoj temperaturi i pritisku jednake količine plinova sadrže isti broj molekula. Štaviše, gasovi mogu imati različita hemijska i fizička svojstva.

Rice. 1. Amedeo Avogadro.

Avogadrov zakon ima dvije posljedice:

prvo - jedan mol gasa, pod jednakim uslovima, zauzima istu zapreminu;
drugo - odnos masa jednakih zapremina dva gasa jednak je odnosu njihovih molarnih masa i izražava relativnu gustinu jednog gasa u odnosu na drugi (označeno sa D).

Normalnim uslovima (n.s.) smatraju se pritisak P=101,3 kPa (1 atm) i temperatura T=273 K (0°C). At normalnim uslovima molarni volumen gasova (zapremina supstance podeljena sa njenom količinom) je 22,4 l/mol, tj. 1 mol gasa (6,02 ∙ 10 23 molekula - Avogadrov konstantni broj) zauzima zapreminu od 22,4 litara. Molarni volumen (V m) je konstantna vrijednost.

Rice. 2. Normalni uslovi.

Rješavanje problema

Glavni značaj zakona je mogućnost izvođenja hemijskih proračuna. Na osnovu prve posledice zakona, možemo izračunati količinu gasovite supstance kroz zapreminu koristeći formulu:

gdje je V zapremina plina, V m molarna zapremina, n količina tvari mjerena u molovima.

Drugi zaključak iz Avogadrova zakona odnosi se na proračun relativne gustine gasa (ρ). Gustina se izračunava pomoću formule m/V. Ako uzmemo u obzir 1 mol plina, formula gustine će izgledati ovako:

ρ (gas) = M/V m,

gdje je M masa jednog mola, tj. molarna masa.

Da bi se izračunala gustina jednog gasa iz drugog gasa, potrebno je znati gustine gasova. Opća formula Relativna gustina gasa je sledeća:

D (y) x = ρ(x) / ρ(y),

gde je ρ(x) gustina jednog gasa, ρ(y) je gustina drugog gasa.

Ako zamenite proračun gustine u formulu, dobijate:

D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .

Molarni volumen se smanjuje i ostaje

D (y) x = M(x) / M(y).

Razmotrimo praktičnu primjenu zakona na primjeru dva zadatka:

Koliko litara CO 2 će se dobiti iz 6 mola MgCO 3 tokom razgradnje MgCO 3 na magnezijum oksid i ugljen dioksid (n.s.)?
Kolika je relativna gustina CO 2 u vodoniku i u vazduhu?

Prvo riješimo prvi problem.

n(MgCO 3) = 6 mol

MgCO 3 = MgO+CO 2

Količina magnezijum karbonata i ugljični dioksid isto (jedan po jedan molekul), pa je n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Iz formule n = V/V m možete izračunati zapreminu:

V = nV m, tj. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l

Odgovor: V(CO 2) = 134,4 l

Rješenje drugog problema:

D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
D (vazduh) CO 2 = M(CO 2) / M (vazduh) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.

Rice. 3. Formule za količinu supstance po zapremini i relativnu gustinu.

Formule Avogadrova zakona rade samo za gasovite supstance. Ne odnose se na tečnosti ili čvrste materije.

Šta smo naučili?

Prema formulaciji zakona, jednake zapremine gasova pod istim uslovima sadrže isti broj molekula. U normalnim uslovima (n.s.), vrijednost molarne zapremine je konstantna, tj. V m za gasove je uvek jednak 22,4 l/mol. Iz zakona proizilazi da isti broj molekula različitih gasova u normalnim uslovima zauzima istu zapreminu, kao i relativna gustina jednog gasa prema drugom – odnos molarne mase jednog gasa i molarna masa drugi gas.

Testirajte na temu

Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 4. Ukupno primljenih ocjena: 91.

Mol je količina supstance koja sadrži isti broj strukturnih elemenata koliko ima atoma sadržanih u 12 g 12 C, a strukturni elementi su obično atomi, molekuli, joni itd. Masa 1 mola supstance, izraženo u gramima, numerički je jednako njegovom molu. masa. Dakle, 1 mol natrijuma ima masu od 22,9898 g i sadrži 6,02·10 23 atoma; 1 mol kalcijum fluorida CaF 2 ima masu (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g i sadrži 6,02 10 23 molekula, kao i 1 mol ugljičnog tetrahlorida CCl 4, čija je masa (12,011 18,998) = 78,076 g i sadrži 6,02 10 23 molekula, kao i 1 mol ugljičnog tetrahlorida CCl 4, čija je masa (12,015.18,38) g itd.

Avogadrov zakon.

U zoru razvoja atomske teorije (1811), A. Avogadro je izneo hipotezu prema kojoj, pri istoj temperaturi i pritisku, jednake zapremine idealnih gasova sadrže isti broj molekula. Kasnije se pokazalo da je ova hipoteza nužna posljedica kinetička teorija, i sada je poznat kao Avogadrov zakon. Može se formulisati na sledeći način: jedan mol bilo kog gasa na istoj temperaturi i pritisku zauzima istu zapreminu, pri standardnoj temperaturi i pritisku (0°C, 1,01×10 5 Pa) jednak 22,41383 litara. Ova količina je poznata kao molarni volumen gasa.

Sam Avogadro nije procijenio broj molekula u datom volumenu, ali je shvatio da je to vrlo velika vrijednost. Prvi pokušaj da se pronađe broj molekula koji zauzimaju datu zapreminu napravio je 1865. J. Loschmidt; utvrđeno je da u 1 cm 3 idealan gas pod normalnim (standardnim) uslovima sadrži 2,68675H10 19 molekula. Po imenu ovog naučnika, navedena vrijednost nazvana je Loschmidtovim brojem (ili konstantom). Od tada je razvijen veliki broj nezavisnih metoda za određivanje Avogadrovog broja. Odlično slaganje dobijenih vrijednosti uvjerljiv je dokaz stvarnog postojanja molekula.

Loschmidtova metoda

je samo od istorijskog interesa. Zasnovan je na pretpostavci da se ukapljeni plin sastoji od blisko zbijenih sfernih molekula. Mjerenjem zapremine tečnosti koja je nastala iz date zapremine gasa, i znajući približno zapreminu molekula gasa (ovaj zapremini bi se mogao predstaviti na osnovu nekih svojstava gasa, na primer, viskoziteta), Loschmidt je dobio procenu Avogadrovog broj ~10 22.

Određivanje zasnovano na mjerenju naboja elektrona.

Jedinica za količinu električne energije poznata kao Faradejev broj F, je naboj koji nosi jedan mol elektrona, tj. F = Ne, Gdje e– naelektrisanje elektrona, N– broj elektrona u 1 molu elektrona (tj. Avogadrov broj). Faradejev broj se može odrediti mjerenjem količine električne energije koja je potrebna da se otopi ili istaloži 1 mol srebra. Pažljiva mjerenja koje je izvršio američki Nacionalni biro za standarde dala su vrijednost F= 96490,0 C, a naboj elektrona, mjeren različitim metodama (posebno u eksperimentima R. Millikana), jednak je 1,602×10 –19 C. Odavde možete pronaći N. Čini se da je ova metoda određivanja Avogadrovog broja jedna od najtačnijih.

Perinovi eksperimenti.

Na osnovu kinetičke teorije dobijen je izraz koji uključuje Avogadrov broj koji opisuje smanjenje gustine gasa (na primer vazduha) sa visinom stuba ovog gasa. Ako bismo mogli izračunati broj molekula u 1 cm 3 plina na dvije različite visine, onda bismo, koristeći gornji izraz, mogli pronaći N. Nažalost, to je nemoguće učiniti jer su molekuli nevidljivi. Međutim, 1910. godine J. Perrin je pokazao da pomenuti izraz vrijedi i za suspenzije koloidnih čestica koje su vidljive pod mikroskopom. Brojanje broja čestica koje se nalaze na različitim visinama u stupcu suspenzije dalo je Avogadrov broj 6,82 × 10 23 . Iz druge serije eksperimenata u kojima je mjeren srednji kvadratni pomak koloidnih čestica kao rezultat njihovog Brownovog kretanja, Perrin je dobio vrijednost N= 6,86H10 23. Nakon toga, drugi istraživači su ponovili neke od Perrinovih eksperimenata i dobili vrijednosti koje se dobro slažu s onima koje su trenutno prihvaćene. Treba napomenuti da su Perinovi eksperimenti označili prekretnicu u stavu naučnika prema atomskoj teoriji materije - ranije su je neki naučnici smatrali hipotezom. W. Ostwald, izvanredni hemičar tog vremena, ovako je izrazio ovu promjenu pogleda: „Korespondencija Brownovog kretanja sa zahtjevima kinetičke hipoteze... natjerala je čak i najpesimističnije naučnike da govore o eksperimentalnom dokazu atomske teorije. .”

Proračuni koristeći Avogadrov broj.

Pomoću Avogadrovog broja dobijene su tačne vrijednosti mase atoma i molekula mnogih supstanci: natrijuma 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tetrahlorida ugljenika 25,54×10 –23 g itd. . Takođe se može pokazati da 1 g natrijuma treba da sadrži približno 3x1022 atoma ovog elementa.
Vidi također

Avogadrov zakon je formulisao italijanski hemičar Amadeo Avogadro 1811. velika vrijednost za razvoj hemije tog vremena. Međutim, ni danas nije izgubio na svojoj aktuelnosti i značaju. Pokušajmo formulirati Avogadrov zakon, zvučaće otprilike ovako.

Formulacija Avogadrova zakona

Dakle, Avogadrov zakon kaže da će na istim temperaturama i u jednakim zapreminama gasova biti sadržan isti broj molekula, bez obzira na njihovu hemijsku prirodu i fizička svojstva. Ovaj broj je određena fizička konstanta jednaka broju molekula i iona sadržanih u jednom molu.

U početku je Avogadrov zakon bio samo naučna hipoteza, ali je kasnije ova hipoteza potvrđena velikim brojem eksperimenata, nakon čega je ušao u nauku pod nazivom „Avogadrov zakon“, koji je bio predodređen da postane temeljni zakon za idealne gasove.

Formula Avogadrova zakona

Sam pronalazač zakona vjerovao je da je fizička konstanta velika količina, ali nije znao koja. Nakon njegove smrti, u toku brojnih eksperimenata, utvrđen je tačan broj atoma sadržanih u 12 g ugljika (tačno 12 g je jedinica atomske mase ugljika) ili u molarnoj zapremini gasa od 22,41 litara. Ova konstanta je nazvana „Avogadrov broj“ u čast naučnika, označena je kao NA, rjeđe L, i jednaka je 6,022 * 10 23. Drugim riječima, broj molekula bilo kojeg plina u zapremini od 22,41 litara bit će isti i za lake i za teške plinove.

Matematička formula Avogadrovog zakona može se napisati na sljedeći način:

gdje je V zapremina gasa; n je količina supstance, što je odnos mase supstance i njene molarne mase; VM je konstanta proporcionalnosti ili molarne zapremine.

Primjena Avogadrova zakona

Dalja praktična primjena Avogadrovog zakona uvelike je pomogla hemičarima da odrede hemijske formule mnogih jedinjenja.

Postao je pravi proboj u teorijskoj hemiji i doprinio tome da se hipotetička nagađanja pretvore u velika otkrića u području kemije plina. Pretpostavke hemičara dobile su uvjerljive dokaze u obliku matematičke formule i jednostavnim odnosima, a rezultati eksperimenata sada su omogućili da se izvuku dalekosežni zaključci. Osim toga, talijanski istraživač je izveo kvantitativnu karakteristiku broja strukturnih čestica hemijski element. Avogadrov broj je kasnije postao jedna od najvažnijih konstanti u modernoj fizici i hemiji.

Zakon volumetrijskih odnosa

Čast da bude otkrivač gasnih reakcija pripada Gay-Lusacu, francuskom naučniku s kraja 18. veka. Ovaj istraživač je svijetu dao dobro poznati zakon koji upravlja svim reakcijama povezanim s širenjem plinova. Gay-Lussac je mjerio zapremine gasova pre reakcije i zapremine nastale kao rezultat hemijske interakcije. Kao rezultat eksperimenta, naučnik je došao do zaključka poznatog kao zakon jednostavnih volumetrijskih odnosa. Njegova suština je da su zapremine gasova pre i posle međusobno povezane kao mali celi brojevi.

Na primjer, kada plinovite tvari stupe u interakciju, što odgovara, na primjer, jednoj zapremini kiseonika i dve zapremine vodonika, dobijaju se dve zapremine pare vode, itd.

Gay-Lussacov zakon vrijedi ako se sva mjerenja zapremine odvijaju pri istom pritisku i temperaturi. Ovaj zakon se pokazao veoma važnim za italijanskog fizičara Avogadra. Vođen njome, izveo je svoju hipotezu, koja je imala dalekosežne posledice u hemiji i fizici gasova, i izračunao Avogadrov broj.

italijanski naučnik

Avogadrov zakon

Avogadro je 1811. došao do shvaćanja da jednake količine proizvoljnih plinova pri konstantnim temperaturama i pritiscima sadrže isti broj molekula.

Ovaj zakon, kasnije nazvan po italijanskom naučniku, uveo je u nauku ideju o najmanjim česticama materije - molekulima. Hemija je bila podijeljena na empirijsku nauku kakva je bila i kvantitativnu nauku kakva je postala. Avogadro je posebno naglasio da atomi i molekuli nisu ista stvar, te da su atomi građevni blokovi svih molekula.

Zakon italijanskog istraživača omogućio mu je da dođe do zaključka o broju atoma u molekulima različitih plinova. Na primjer, nakon što je izveo Avogadrov zakon, potvrdio je pretpostavku da se molekule plinova kao što su kisik, vodik, hlor, dušik sastoje od dva atoma. Također je postalo moguće utvrditi atomske mase i molekularne mase elemenata koji se sastoje od različitih atoma.

Atomske i molekularne mase

Prilikom izračunavanja atomske težine elementa, masa vodonika, kao najlakše hemijske supstance, u početku je uzeta kao jedinica mere. Ali atomske mase mnogih hemikalije su izračunati kao odnos njihovih jedinjenja kiseonika, odnosno odnos kiseonika i vodonika uzet je kao 16:1. Ova formula je bila pomalo nezgodna za mjerenja, pa je za standard atomske mase uzeta masa izotopa ugljika, najzastupljenije tvari na Zemlji.

Princip određivanja masa različitih gasovitih supstanci u molekularnom ekvivalentu zasniva se na Avogadrovom zakonu. Usvojen je 1961. godine unificirani sistem brojanje relativnih atomskih veličina, koje se zasniva na konvencionalnoj jedinici jednakoj 1/12 mase jednog izotopa ugljika 12 C. Skraćeni naziv za jedinicu atomske mase je a.m.u. Prema ovoj skali, atomska masa kiseonik je 15.999 amu, a ugljenik 1.0079 amu. Tako je nastala nova definicija: relativna atomska masa je masa atoma supstance, izražena u amu.

Masa molekula supstance

Svaka tvar se sastoji od molekula. Masa takve molekule je izražena u amu. Ova vrijednost je jednaka zbroju svih atoma koji čine njegov sastav. Na primjer, molekula vodonika ima masu od 2,0158 amu, odnosno 1,0079 x 2, a molekulska masa vode može se izračunati iz njene hemijska formula H 2 O. Dva atoma vodika i jedan atom kiseonika zajedno daju 18,0152 amu.

Vrijednost atomske mase za svaku supstancu obično se naziva relativnom molekulskom masom.

Donedavno se umjesto koncepta “atomske mase” koristio izraz “atomska težina”. Trenutno se ne koristi, ali se još uvijek nalazi u starim udžbenicima i naučnim radovima.

Jedinica količine supstance

Zajedno sa jedinicama zapremine i mase, hemija koristi posebnu meru količine supstance koja se zove mol. Ova jedinica pokazuje količinu tvari koja sadrži onoliko molekula, atoma i drugih strukturnih čestica koliko ih sadrži 12 g ugljičnog izotopa 12 C. Kada praktična primjena Kada se razmatra mol neke supstance, treba uzeti u obzir na koje se pojedine čestice elemenata misli - na jone, atome ili molekule. Na primjer, molovi H+ jona i molovi molekula H2 su potpuno različite mjere.

Trenutno se količina supstance po molu supstance meri sa velikom tačnošću.

Praktični proračuni pokazuju da je broj strukturnih jedinica u molu 6,02 x 10 23. Ova konstanta se zove Avogadrov broj. Nazvana po italijanskom naučniku, ova hemijska veličina pokazuje broj strukturnih jedinica u molu bilo koje supstance, bez obzira na njenu unutrašnju strukturu, sastav i poreklo.

Molarna masa

Masa jednog mola supstance u hemiji se naziva "molarna masa" ova jedinica se izražava kao omjer g/mol. Koristeći vrijednost molarne mase u praksi, možemo vidjeti da je molarna masa vodonika 2,02158 g/mol, kisika 1,0079 g/mol, itd.

Posljedice Avogadrova zakona

Avogadrov zakon je prilično primjenjiv za određivanje količine tvari pri izračunavanju volumena plina. Isti broj molekula bilo koje gasovite supstance, pod stalnim uslovima, zauzima jednaku zapreminu. S druge strane, 1 mol bilo koje supstance sadrži konstantan broj molekula. Zaključak se nameće sam od sebe: pri konstantnoj temperaturi i pritisku, jedan mol gasovite supstance zauzima konstantan volumen i sadrži jednak broj molekula. Avogadrov broj kaže da 1 mol gasa sadrži 6,02 x 1023 molekula.

Proračun zapremine gasa za normalne uslove

Normalni uslovi u hemiji su atmosferski pritisak 760 mmHg Art. i temperatura 0 o C. Sa ovim parametrima eksperimentalno je utvrđeno da je masa jednog litra kiseonika 1,43 kg. Dakle, zapremina jednog mola kiseonika je 22,4 litara. Prilikom izračunavanja zapremine bilo kog gasa, rezultati su pokazali istu vrednost. Tako je Avogadrova konstanta donijela još jedan zaključak u vezi sa zapreminama raznih plinovitih tvari: u normalnim uvjetima, jedan mol bilo kojeg plinovitog elementa zauzima 22,4 litre. Ova konstantna vrijednost naziva se molarni volumen plina.