Mis on arv ehk avogadrokonstant. Kus kasutatakse Avogadro numbrit?

Avogadro seadus keemias aitab arvutada gaasilise aine ruumala, molaarmassi, kogust ja gaasi suhtelist tihedust. Hüpoteesi sõnastas Amedeo Avogadro 1811. aastal ja see leidis hiljem eksperimentaalset kinnitust.

Seadus

Joseph Gay-Lussac oli esimene, kes uuris 1808. aastal gaaside reaktsioone. Ta sõnastas gaaside soojuspaisumise seadused ja mahusuhted, saades vesinikkloriidist ja ammoniaagist (kaks gaasi) kristalse aine - NH 4 Cl (ammooniumkloriid). Selgus, et selle loomiseks on vaja võtta samad kogused gaase. Veelgi enam, kui üks gaas oli üleliigne, jäi reaktsioonijärgne "lisa" osa kasutamata.

Veidi hiljem sõnastas Avogadro järelduse, et samade temperatuuride ja rõhkude juures sisaldavad võrdsed kogused gaase sama palju molekule. Sel juhul võivad gaasidel olla erinevad keemilised ja füüsikalised omadused.

Riis. 1. Amedeo Avogadro.

Avogadro seadusest tulenevad kaks tagajärge:

• esiteks - üks mool gaasi võrdsetel tingimustel hõivab sama mahu;
• teiseks - kahe gaasi võrdse ruumala masside suhe on võrdne nende molaarmasside suhtega ja väljendab ühe gaasi suhtelist tihedust teise gaasi suhtes (tähistatakse D-ga).

Tavalised tingimused (n.s.) on rõhk P=101,3 kPa (1 atm) ja temperatuur T=273 K (0°C). Normaaltingimustes on gaaside molaarmaht (aine maht selle koguse suhtes) 22,4 l / mol, s.o. 1 mool gaasi (6,02 ∙ 10 23 molekuli – Avogadro konstantne arv) võtab enda alla 22,4 liitrit. Molaarmaht (V m) on konstantne väärtus.

Riis. 2. Normaalsed tingimused.

Probleemi lahendamine

Seaduse peamine tähendus on keemiliste arvutuste tegemise võimalus. Seaduse esimese tagajärje põhjal saate arvutada gaasilise aine koguse ruumala kaudu järgmise valemi abil:

kus V on gaasi maht, V m on molaarmaht, n on aine kogus, mõõdetuna moolides.

Teine järeldus Avogadro seadusest puudutab gaasi suhtelise tiheduse (ρ) arvutamist. Tihedus arvutatakse m/V valemi abil. Kui arvestada 1 mooli gaasi, näeb tiheduse valem välja järgmine:

ρ (gaas) = ​​M/V m,

kus M on ühe mooli mass, s.o. molaarmass.

Ühe gaasi tiheduse arvutamiseks teisest gaasist on vaja teada gaaside tihedust. Gaasi suhtelise tiheduse üldvalem on järgmine:

D(y)x = ρ(x) / ρ(y),

kus ρ(x) on ühe gaasi tihedus, ρ(y) on teise gaasi tihedus.

Kui asendame valemiga tiheduse arvutamise, saame:

D (y) x \u003d M (x) / V m / M (y) / V m.

Molaarmaht väheneb ja jääb alles

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

Mõelge seaduse praktilisele rakendamisele kahe probleemi näitel:

• Mitu liitrit CO 2 saadakse 6 mol MgCO 3-st MgCO 3 lagunemise reaktsioonil magneesiumoksiidiks ja süsinikdioksiidiks (n.o.)?
• Kui suur on CO 2 suhteline tihedus vesiniku ja õhu suhtes?

Lahendame kõigepealt esimese probleemi.

n(MgCO3) = 6 mol

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

Magneesiumkarbonaadi ja süsinikdioksiidi kogus on sama (mõlemal üks molekul), seega n (CO 2) \u003d n (MgCO 3) \u003d 6 mol. Valemist n \u003d V / V m saate helitugevuse arvutada:

V = nV m, s.o. V (CO 2) \u003d n (CO 2) ∙ V m \u003d 6 mol ∙ 22,4 l / mol \u003d 134,4 l

Vastus: V (CO 2) \u003d 134,4 l

Teise probleemi lahendus:

• D (H2) CO 2 = M (CO 2) / M (H 2) \u003d 44 g / mol / 2 g / mol \u003d 22;
• D (õhk) CO 2 = M (CO 2) / M (õhk) \u003d 44 g / mol / 29 g / mol \u003d 1,52.

Riis. 3. Aine koguse ja suhtelise tiheduse valemid.

Avogadro seaduse valemid töötavad ainult gaasiliste ainete puhul. Need ei kehti vedelike ja tahkete ainete kohta.

Mida me õppisime?

Seaduse sõnastuse kohaselt sisaldavad samadel tingimustel võrdses koguses gaase sama palju molekule. Normaalsetes tingimustes (n.c.) on molaarmahu väärtus konstantne, s.t. V m gaaside puhul on alati 22,4 l/mol. Seadusest tuleneb, et sama arv erinevate gaaside molekule hõivab tavatingimustes sama ruumala, samuti ühe gaasi suhteline tihedus teises - ühe gaasi molaarmassi ja teise gaasi molaarmassi suhe. gaas.

Teemaviktoriin

Aruande hindamine

Keskmine hinne: neli . Kokku saadud hinnanguid: 91.

Mool - aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuurielemente, kui on aatomeid 12 g 12 C juures ja struktuurielementideks on tavaliselt aatomid, molekulid, ioonid jne. 1 mooli aine mass, väljendatuna grammides, on arvuliselt võrdne selle mol. mass. Niisiis, 1 mooli naatriumi mass on 22,9898 g ja see sisaldab 6,02 10 23 aatomit; 1 mooli kaltsiumfluoriidi CaF 2 mass on (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g ja see sisaldab 6,02 10 23 molekuli, nagu 1 mol süsiniktetrakloriidi CCl 4, mille mass on (12,011 + 4 35,453 jne) 8 = 2,153.

Avogadro seadus.

Aatomiteooria arengu koidikul (1811) esitas A. Avogadro hüpoteesi, mille kohaselt sisaldavad sama temperatuuri ja rõhu juures võrdsed mahud ideaalseid gaase sama arvu molekule. Hiljem näidati, et see hüpotees oli kineetilise teooria vajalik tagajärg ja seda tuntakse nüüd Avogadro seadusena. Seda saab formuleerida järgmiselt: üks mool mis tahes gaasi samal temperatuuril ja rõhul hõivab sama mahu, standardtemperatuuril ja -rõhul (0 °C, 1,01 × 10 5 Pa) võrdub 22,41383 liitriga. Seda kogust nimetatakse gaasi molaarmahuks.

Avogadro ise ei andnud hinnanguid antud mahus olevate molekulide arvu kohta, kuid ta mõistis, et tegemist on väga suure kogusega. Esimese katse teatud ruumala hõivavate molekulide arvu leidmiseks tegi 1865. aastal J. Loschmidt; leiti, et 1 cm 3 ideaalset gaasi normaalsetes (standardsetes) tingimustes sisaldab 2,68675×10 19 molekuli. Selle teadlase nime järgi nimetati määratud väärtust Loschmidti numbriks (või konstandiks). Sellest ajast alates on Avogadro arvu määramiseks välja töötatud suur hulk sõltumatuid meetodeid. Saadud väärtuste suurepärane kokkulangevus on veenev tõend molekulide tegelikust olemasolust.

Loschmidti meetod

pakub ainult ajaloolist huvi. See põhineb eeldusel, et veeldatud gaas koosneb tihedalt pakitud sfäärilistest molekulidest. Mõõtes antud gaasimahust moodustunud vedeliku mahtu ja teades ligikaudselt gaasimolekulide mahtu (seda mahtu saab esitada mõne gaasi omaduse, näiteks viskoossuse põhjal), sai Loschmidt hinnangu Avogadro kohta. number ~10 22 .

Definitsioon põhineb elektroni laengu mõõtmisel.

Elektrienergia koguse ühik, mida tuntakse Faraday numbrina F, on laeng, mida kannab üks elektronide mool, s.o. F = Ne, kus e on elektroni laeng, N- elektronide arv 1 mooli elektronides (ehk Avogadro arv). Faraday arvu saab määrata, mõõtes 1 mooli hõbeda lahustamiseks või sadestamiseks vajalikku elektrienergiat. USA riikliku standardibüroo tehtud hoolikad mõõtmised andsid väärtuse F\u003d 96490,0 C ja erinevate meetoditega (eelkõige R. Millikeni katsetes) mõõdetud elektronlaeng on 1,602×10 -19 C. Siit leiate N. See meetod Avogadro numbri määramiseks näib olevat üks täpsemaid.

Perrini katsed.

Kineetilisele teooriale tuginedes saadi Avogadro arvu hõlmav avaldis, mis kirjeldab gaasi (näiteks õhu) tiheduse vähenemist selle gaasi samba kõrgusega. Kui suudaksime arvutada molekulide arvu 1 cm 3 gaasis kahel erineval kõrgusel, siis leiaksime näidatud avaldise abil N. Kahjuks ei saa seda teha, kuna molekulid on nähtamatud. 1910. aastal näitas J. Perrin aga, et ülaltoodud väljend kehtib ka kolloidosakeste suspensioonide kohta, mis on mikroskoobi all nähtavad. Suspensioonikolonnis erinevatel kõrgustel olevate osakeste arvu loendamine andis Avogadro arvuks 6,82 x 10 23 . Teisest katseseeriast, milles mõõdeti kolloidosakeste Browni liikumise tagajärjel tekkivat ruutkeskmist nihet, sai Perrin väärtuse N\u003d 6,86 × 10 23. Seejärel kordasid teised teadlased mõnda Perrini katset ja said väärtused, mis on praegu aktsepteeritud väärtustega hästi kooskõlas. Tuleb märkida, et Perrini katsed said pöördepunktiks teadlaste suhtumises mateeria aatomiteooriasse – varem pidasid mõned teadlased seda hüpoteesiks. Tolle aja silmapaistev keemik W. Ostwald väljendas seda muutust oma seisukohtades järgmiselt: „Browni liikumise vastavus kineetilise hüpoteesi nõuetele ... sundis ka kõige pessimistlikumaid teadlasi rääkima eksperimentaalsest. aatomiteooria tõestus."

Arvutused Avogadro numbri abil.

Avogadro arvu abil saadi paljude ainete täpsed aatomite ja molekulide massid: naatrium, 3,819×10 -23 g (22,9898 g / 6,02×10 23), süsiniktetrakloriid, 25,54×10 -23 g jne. . Samuti võib näidata, et 1 g naatriumi peaks sisaldama ligikaudu 3 × 10 22 selle elemendi aatomit.
Vaata ka

Avogadro seaduse sõnastas Itaalia keemik Amadeo Avogadro 1811. aastal ja sellel oli tolleaegse keemia arengu jaoks suur tähtsus. Kuid ka tänapäeval pole see kaotanud oma aktuaalsust ja tähtsust. Proovime sõnastada Avogadro seaduse, see kõlab umbes nii.

Avogadro seaduse sõnastus

Niisiis, Avogadro seadus ütleb, et samadel temperatuuridel ja võrdsetes kogustes gaasides sisaldub sama arv molekule, olenemata nende keemilisest olemusest ja füüsikalistest omadustest. See arv on teatud füüsikaline konstant, mis on võrdne ühes moolis sisalduvate molekulide, ioonide arvuga.

Algselt oli Avogadro seadus vaid teadlase hüpotees, kuid hiljem leidis see hüpotees kinnitust suure hulga katsetega, misjärel jõudis see teadusesse nime all "Avogadro seadus", mis pidi saama ideaalgaaside põhiseaduseks.

Avogadro seaduse valem

Seaduse avastaja ise uskus, et füüsikaline konstant on suur suurus, kuid ta ei teadnud, milline. Juba pärast tema surma tehti arvukate katsete käigus kindlaks täpne aatomite arv, mis sisaldub 12 g süsinikus (nimelt 12 g on süsiniku aatommassi ühik) või gaasi molaarmahus 22,41 liitrit. Seda konstanti nimetati teadlase auks “Avogadro numbriks”, seda tähistatakse kui NA, harvem L ja see on võrdne 6,022*10 23 . Teisisõnu, mis tahes gaasi molekulide arv mahus 22,41 liitrit on nii kergete kui ka raskete gaaside puhul sama.

Avogadro seaduse matemaatilise valemi saab kirjutada järgmiselt:

kus V on gaasi maht; n on aine kogus, mis on aine massi ja selle molaarmassi suhe; VM on proportsionaalsuse või molaarmahu konstant.

Avogadro seaduse rakendamine

Avogadro seaduse edasine praktiline rakendamine aitas keemikutel suuresti kindlaks määrata paljude ühendite keemilised valemid.

Temast sai tõeline läbimurre teoreetilises keemias ja ta aitas kaasa sellele, et hüpoteetilistest oletustest said gaasikeemia vallas suured avastused. Keemikute oletused on saanud veenvaid tõendeid matemaatiliste valemite ja lihtsate suhtarvude näol ning katsete tulemused võimaldavad nüüd teha kaugeleulatuvaid järeldusi. Lisaks tuletas Itaalia teadlane keemilise elemendi struktuursete osakeste arvu kvantitatiivse tunnuse. Avogadro numbrist sai hiljem tänapäeva füüsika ja keemia üks olulisemaid konstante.

Mahuliste suhete seadus

Au olla gaasireaktsioonide avastaja kuulub 18. sajandi lõpu prantsuse teadlasele Gay-Lussacile. See teadlane andis maailmale tuntud seaduse, mis järgib kõiki gaaside paisumisega seotud reaktsioone. Gay-Lussac mõõtis gaaside mahtusid enne reaktsiooni ja mahtusid, mis saadi keemilise interaktsiooni tulemusena. Katse tulemusena tegi teadlane järelduse, mida tuntakse lihtsate mahusuhete seadusena. Selle olemus seisneb selles, et gaaside mahud enne ja pärast on omavahel seotud väikeste täisarvudena.

Näiteks gaasiliste ainete vastasmõjul, mis vastavad näiteks ühele mahule hapnikule ja kahele mahule vesinikule, saadakse kaks mahuosa auruvett jne.

Gay-Lussaci seadus kehtib, kui kõik mahtude mõõtmised toimuvad sama rõhu ja temperatuuri juures. See seadus osutus Itaalia füüsikule Avogadrole väga oluliseks. Temast juhindudes järeldas ta oma oletuse, millel olid kaugeleulatuvad tagajärjed gaaside keemias ja füüsikas, ning arvutas välja Avogadro arvu.

Itaalia teadlane

Avogadro seadus

Aastal 1811 jõudis Avogadro arusaamisele, et võrdsetes kogustes suvalisi gaase konstantsel temperatuuril ja rõhul sisaldab sama arv molekule.

See seadus, mis sai hiljem nime Itaalia teadlase järgi, tõi teadusesse mateeria väikseimate osakeste – molekulide – mõiste. Keemia jagunes empiiriliseks teaduseks, mis ta oli, ja kvantitatiivseks teaduseks, millest see sai. Avogadro rõhutas eriti asjaolu, et aatomid ja molekulid ei ole samad ning et aatomid on kõigi molekulide ehitusplokid.

Itaalia teadlase seadus võimaldas jõuda järeldusele aatomite arvu kohta erinevate gaaside molekulides. Näiteks kinnitas ta pärast Avogadro seaduse tuletamist oletust, et gaaside, nagu hapnik, vesinik, kloor, lämmastik, molekulid koosnevad kahest aatomist. Samuti sai võimalikuks määrata erinevatest aatomitest koosnevate elementide aatommassid ja molekulmassid.

Aatom- ja molekulmassid

Elemendi aatommassi arvutamisel võeti algselt mõõtühikuks vesiniku kui kõige kergema keemilise aine mass. Kuid paljude kemikaalide aatommassid arvutatakse nende hapnikuühendite suhtena, see tähendab, et hapniku ja vesiniku suhe on 16:1. See valem oli mõõtmiste jaoks mõnevõrra ebamugav, seetõttu võeti aatommassi standardiks süsiniku isotoobi mass, mis on kõige levinum aine Maal.

Avogadro seaduse alusel lähtutakse erinevate gaasiliste ainete masside molekulaarses ekvivalendis määramise põhimõttest. 1961. aastal võeti kasutusele ühtne suhteliste aatomikoguste võrdlussüsteem, mis põhines kokkuleppelisel ühikul, mis võrdub 1/12 ühe süsiniku isotoobi massist 12 C. Aatommassi ühiku lühendatud nimetus on amu. Selle skaala järgi on hapniku aatommass 15,999 amü ja süsinik 1,0079 amü. Nii tekkis uus määratlus: suhteline aatommass on aine aatomi mass, väljendatuna amü-des.

Aine molekuli mass

Iga aine koosneb molekulidest. Sellise molekuli massi väljendatakse amu-des, see väärtus võrdub kõigi selle koostise moodustavate aatomite summaga. Näiteks vesiniku molekuli mass on 2,0158 amu, see tähendab 1,0079 x 2, ja vee molekulmassi saab arvutada selle keemilise valemi H 2 O järgi. Kaks vesinikuaatomit ja üks hapnikuaatom annavad kokku 18 . 0152 amu

Iga aine aatommassi väärtust nimetatakse tavaliselt suhteliseks molekulmassiks.

Kuni viimase ajani kasutati mõiste "aatommass" asemel väljendit "aatommass". Praegu seda ei kasutata, kuid seda leidub endiselt vanades õpikutes ja teadustöödes.

Aine koguse ühik

Koos keemia mahu- ja massiühikutega kasutatakse aine koguse erimõõtu, mida nimetatakse mooliks. See ühik näitab aine kogust, mis sisaldab nii palju molekule, aatomeid ja muid struktuurseid osakesi, kui palju neid on 12 g süsiniku isotoobis 12 C. Aine mooli praktilisel rakendamisel tuleks arvestada, millised osakesed on Elementide all mõeldakse ioone, aatomeid või molekule. Näiteks H + ioonide ja H 2 molekulide mool on täiesti erinevad mõõdud.

Praegu on suure täpsusega mõõdetud aine kogust aine moolis.

Praktilised arvutused näitavad, et struktuuriüksuste arv moolis on 6,02 x 10 23 . Seda konstanti nimetatakse "Avogadro numbriks". Itaalia teadlase järgi nimetatud keemiline kogus näitab struktuuriüksuste arvu mis tahes aine moolis, olenemata selle sisemisest struktuurist, koostisest ja päritolust.

molaarmass

Aine ühe mooli massi nimetatakse keemias "moolmassiks", seda ühikut väljendatakse suhtega g / mol. Praktikas molaarmassi väärtust rakendades on näha, et vesiniku molaarmass on 2,02158 g/mol, hapniku 1,0079 g/mol jne.

Avogadro seaduse tagajärjed

Avogadro seadus on aine koguse määramisel gaasi ruumala arvutamisel üsna rakendatav. Mis tahes gaasilise aine sama arv molekule hõivab konstantsetes tingimustes võrdses mahus. Teisest küljest sisaldab 1 mool mis tahes ainet sama palju molekule. Järeldus viitab iseenesest: konstantsel temperatuuril ja rõhul hõivab üks mool gaasilist ainet konstantse mahu ja sisaldab võrdse arvu molekule. Avogadro arv ütleb, et 1 mooli gaasi mahus on 6,02 x 10 23 molekuli.

Gaasi mahu arvutamine normaaltingimustes

Tavalised tingimused keemias on atmosfäärirõhk 760 mm Hg. Art. ja temperatuur 0 ° C. Nende parameetritega on eksperimentaalselt kindlaks tehtud, et ühe liitri hapniku mass on 1,43 kg. Seetõttu on ühe mooli hapniku maht 22,4 liitrit. Mis tahes gaasi mahu arvutamisel näitasid tulemused sama väärtust. Nii tegi Avogadro konstant erinevate gaasiliste ainete mahtude kohta veel ühe järelduse: tavatingimustes võtab üks mool mis tahes gaasilist elementi 22,4 liitrit. Seda konstanti nimetatakse gaasi molaarmahuks.