Изучение свойств газов позволило итальянскому физику А. Авогадро в 1811г. высказать гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными, и стала называться законом Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекает важное следствие: моль любого газа при нормальных условиях (0С (273 К) и давлении 101,3 кПа) занимает объем, равный 22,4 л. В этом объеме содержится 6,02 10 23 молекул газа (число Авогадро).
Из закона Авогадро также следует, что массы равных объемов различных газов при одинаковых температуре и давлении относятся друг к другу как молярные массы этих газов:
где m 1 и m 2 – массы,
М 1 и М 2 – молекулярные массы первого и второго газов.
Поскольку масса вещества определяется по формуле
где ρ – плотность г аза,
V – объем газа,
то плотности различных газов при одинаковых условиях пропорциональны их молярным массам. На этом следствии из закона Авогадро основан простейший метод определения молярной массы веществ, находящихся в газообразном состоянии.
.
Из этого уравнения можно определить молярную массу газа:
.
2.4 Закон объемных отношений
Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакций, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа, равные их стехиометрическим коэффициентам .
Например, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуются два объема водяного пара. Закон справедлив в том случае, когда измерения объемов проведены при одном и том же давлении и одной и той же температуре.
2.5 Закон эквивалентов
Введение в химию понятий «эквивалент» и «молярная масса эквивалентов» позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов .
Следует остановиться на понятии объема моля эквивалентов газа. Как следует из закона Авогадро, моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число моль эквивалентов в одном моле. Так как один моль водорода содержит 2 моля эквивалентов водорода, то 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем:
3 Решение типовых задач
3.1 Моль. Молярная масса. Молярный объем
Задача 1. Сколько молей сульфида железа (II) содержится в 8,8 г FeS?
Решение Определяем молярную массу (М) сульфида железа (II).
M(FeS)= 56 +32 = 8 8 г/моль
Рассчитаем, сколько молей содержится в 8,8 г FeS:
n = 8.8 ∕ 88 = 0.1 моль.
Задача 2. Сколько молекул содержится в 54 г воды? Чему равна масса одной молекулы воды?
Решение Определяем молярную массу воды.
М(Н 2 О) = 18 г/моль.
Следовательно, в 54 г воды содержится 54/18 = 3 моль Н 2 О. Один моль любого вещества содержит 6,02 10 23 молекул. Тогда в 3 молях (54г Н 2 О) содержится 6,02 10 23 3 = 18,06 10 23 молекул.
Определим массу одной молекулы воды:
m H2O = 18 ∕ (6,02 · 10 23) = 2,99 ·10 23 г.
Задача 3. Сколько молей и молекул содержится в 1 м 3 любого газа при нормальных условиях?
Решение 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Следовательно, в 1 м 3 (1000 л) будет содержаться 44,6 молей газа:
n = 1000/ 22.4 = 44,6 моль.
1 моль любого газа содержит 6,02 10 23 молекул. Из этого следует, что в 1 м 3 любого газа при нормальных условиях содержится
6,02 10 23 44,6 = 2,68 10 25 молекул.
Задача 4. Выразите в молях:
а) 6,02 10 22 молекул С 2 Н 2 ;
б) 1,80 10 24 атомов азота;
в) 3,01 10 23 молекул NH 3 .
Какова молярная масса указанных веществ?
Решение Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного вида, равное постоянной Авогадро. Отсюда
а)n С2Н2 = 6,02 · 10 22 /6,02 · 10 23 = 0,1 моль;
б) n N =1,8 · 10 24 / 6,02 · 10 23 = 3 моля;
в) n NH3 =3,01 ·10 23 / 6,02 · 10 23 = 0,5 моль.
Молярная масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе.
Следовательно, молярные массы данных веществ равны:
а) М(С 2 Н 2) = 26 г/моль;
б) М(N) = 14 г/моль;
в) М(NH 3) = 17 г/моль.
Задача 5. Определите молярную массу газа, если при нормальных условиях 0,824 г его занимают объем 0,260 л.
Решение При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Вычислив массу 22,4 л данного газа, мы узнаем его молярную массу.
0,824 г газа занимают объем 0,260 л
Х г газа занимают объем 22,4 л
Х = 22,4 · 0,824 ∕ 0,260 = 71 г.
Следовательно, молярная масса газа равна 71 г/моль.
3.2 Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалентов
Задача 1. Вычислите эквивалент, фактор эквивалентности и молярную массу эквивалентов Н 3 РО 4 при реакциях обмена, в результате которых образуются кислые и нормальные соли.
Решение Запишем уравнения реакций взаимодействия фосфорной кислоты со щелочью:
Н 3 РО 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O; (1)
Н 3 РО 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O; (2)
Н 3 РО 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)
Так как фосфорная кислота – трехосновная кислота, она образует две кислые соли (NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия и Na 2 HPO 4 – гидрофосфат натрия) и одну среднюю соль (Na 3 PO 4 – фосфат натрия).
В реакции (1) фосфорная кислота обменивает на металл один атом водорода, т.е. ведет себя как одноосновная кислота, поэтому f э (Н 3 РО 4) в реакции (1) равен 1; Э(Н 3 РО 4) = Н 3 РО 4 ; М э (Н 3 РО 4) = 1· М(Н 3 РО 4) = 98 г/моль.
В реакции (2) фосфорная кислота обменивает на металл два атома водорода, т.е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтому f э (Н 3 РО 4) в реакции (2) равен 1/2; Э(Н 3 РО 4) = 1/2Н 3 РО 4 ; М э (Н 3 РО 4) = 1/2 · М (Н 3 РО 4) = 49 г/моль.
В реакции (3) фосфорная кислота ведет себя как трехосновная кислота, поэтому f э (Н 3 РО 4) в данной реакции равен 1/3; Э(Н 3 РО 4) = 1/3Н 3 РО 4 ; М э (Н 3 РО 4) = 1/3 · М (Н 3 РО 4) = 32,67 г/моль.
Задача 2 . Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их эквиваленты, факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов.
Решение Запишем уравнения происходящих реакций:
КН 2 РО 4 + 2КОН = К 3 РО 4 + 2 Н 2 О;
Bi(OH) 2 NO 3 + KOH = Bi(OH) 3 + KNO 3 .
Для определения эквивалента, фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента можно использовать различные подходы.
Первыйоснован на том, что вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах.
Дигидрофосфат калия взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида калия, т. к. Э(КОН) = КОН. C одним эквивалентом КОН взаимодействует 1/2 KH 2 PO 4 , следовательно, Э(КН 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4 ; f э (KH 2 PO 4) = 1/2; Мэ (KH 2 PO 4) = 1/2 ·М(KH 2 PO 4) = 68 г/моль.
Нитрат дигидроксовисмута (III) взаимодействует с одним эквивалентом гидроксида калия, следовательно, Э(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3 ; f э (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; М э (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · М(Bi(OH) 2 NO 3) = 305 г/моль.
Второй подход основан на том, что фактор эквивалентности сложного вещества равен единице, деленной на число эквивалентности, т.е. число образовавшихся либо перестроившихся связей.
Дигидрофосфат калия при взаимодействии с КОН обменивает на металл два атома водорода, следовательно, f э (КН 2 РО 4)= 1/2; Э(КН 2 РО 4) = 1/2 КН 2 РО 4 ; М э (1/2 КН 2 РО 4) = 1/2 · М (КН 2 РО 4) = 68 г/моль.
Нитрат дигидроксовисмута (III) при реакции с гидроксидом калия обменивает одну группу NO 3 – , следовательно, (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; Э(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3 ; М э (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · М э (Bi(OH) 2 NO 3) = 305 г/моль.
Задача 3. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему равны молярная и атомная масса металла?
Р ешение Согласно закону сохранения массы веществ, масса оксида металла, образовавшегося при окислении металла кислородом, равна сумме масс металла и кислорода.
Следовательно, масса кислорода, необходимого для образования 21,5 г оксида при окислении 16,74 г металла, составит:
21,54 – 16,74 = 4,8 г.
Согласно закону эквивалентов
m Me ∕ M э (Me) = mO 2 ∕ M э (O 2); 16,74 ∕ M э (Me) = 4,8 ∕ 8.
Следовательно, М э(Ме) = (16,74 · 8) ∕ 4,8 = 28 г/моль.
Молярная масса эквивалента оксида может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов металла и кислорода:
Мэ(МеО) = M э (Me) + M э (O 2) = 28 + 8 + 36 г/моль.
Молярная масса двухвалентного металла равна:
М (Ме) = Мэ (Ме) ∕ fэ(Ме) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 г/моль.
Атомная масса металла (A r (Me)), выраженная в а.е.м., численно равна молярной массе A r (Me) = 56 а.е.м.
Урок посвящен изучению закона Авогадро, который применятся только для газообразных веществ и позволяет сравнивать число молекул в порциях газообразных веществ. Вы узнаете, как на основании данного закона можно сделать вывод о составе молекул газа, познакомитесь с моделями молекул некоторых веществ.
Тема: Первоначальные химические представления
Урок: Закон Авогадро. Состав молекул
В твердых телах, по сравнению с жидкостями и тем более газами, частицы вещества находятся в тесной взаимосвязи, на небольших расстояниях. В газообразных же веществах расстояния между молекулами настолько велики, что практически исключает взаимодействие между ними.
Рис. 1. Модели строения вещества в разных агрегатных состояниях
При отсутствии взаимодействия между молекулами их индивидуальность не проявляется. Значит, можно считать, что между молекулами в любых газах расстояния одинаковые. Но при условии, что эти газы находятся в одинаковых условиях – при одинаковых давлении и температуре.
Раз расстояния между молекулами газов равны, значит, равные объемы газов содержат равное число молекул. Такое предположение высказал в 1811 г. итальянский ученый Амедео Авогадро. Впоследствии его предположение было доказано и названо законом Авогадро.
Свою гипотезу Авогадро использовал для объяснения результатов опытов с газообразными веществами. В процессе рассуждений он смог сделать важные выводы о составе молекул некоторых веществ.
Рассмотрим результаты экспериментов, на основании которых Авогадро смог смоделировать молекулы некоторых веществ.
Вы уже знаете, что при пропускании через воду электрического тока, вода разлагается на два газообразных вещества - водород и кислород.
Опыт по разложению воды проведем в электролизере. При пропускании электрического тока через воду на электродах начнут выделяться газы, которые вытеснят воду из пробирок. Газы получатся чистыми, потому что воздуха в пробирках, заполненных водой, нет. Причем объем выделившегося водорода будет в 2 раза больше, чем объем выделившегося кислорода.
Какой вывод сделал из этого Авогадро? Если объем водорода в два раза больше объема кислорода, значит, молекул водорода образовалось тоже в 2 раза больше. Следовательно, в молекуле воды на два атома водорода приходится один атом кислорода.
Рассмотрим результаты других опытов, которые позволяют сделать предположение о строении молекул веществ. Известно, что при разложении 2 л аммиака образуется 1 л азота и 3 л водорода (Рис. 2).
Рис. 2. Соотношение объемов газов, участвующих в реакции
Отсюда можно сделать вывод, что в молекуле аммиака на один атом азота приходится три атома водорода. Но почему тогда для реакции потребовалось не 1л аммиака, а 2л?
Если воспользоваться моделями молекул водорода и аммиака, которые предложил Д. Дальтон, то получил результат, противоречащий эксперименту, т.к. из 1 атома азота и трех атомов водорода получится только 1 молекула аммиака. Таким образом, по закону Авогадро объем разложившегося аммиака в этом случае будет равен 1 л.
Рис. 3. Объяснение результатов эксперимента с позиций теории Д. Дальтона
Если же предположить, что каждая молекула водорода и азота состоит из двух атомов, то у модели не будет противоречия с экспериментальным результатом. В этом случае одна молекула азота и три молекулы водорода образуются из двух молекул аммиака.
Рис. 4. Модель реакции разложения аммиака
Рассмотрим результаты еще одного опыта. Известно, что при взаимодействии 1 л кислорода с 2 л водорода образовалось 2 л паров воды (т.к. реакцию проводят при температуре больше 100 С). Какой вывод можно сделать о составе молекул кислорода, водорода и воды?Такое соотношение можно объяснить, если предположить, что молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов:
Рис. 5. Модель реакции между водородом и кислородом
Из двух молекул водорода и 1 молекулы кислорода образуется 2 молекулы воды.
1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.
2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.26-27)
3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§11)
4. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные веб-ресурсы
1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().
Домашнее задание
1. с.67 № 2 из учебника «Химия: 8-й класс» (П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005).
2. №45 из Сборника задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.
История
Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку . Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком Амедео Авогадро .
Следствия закона
Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём .
В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л . Этот объём называют молярным объёмом газа V m . Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона :
.Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму .
Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d - удельный вес его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха , принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицу удельный вес водорода . Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём через С , мы из формулы имеем с другой стороны m = dC . Так как удельный вес пара определяется легко, то, подставляя значение d в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.
Элементарный анализ, например, одного из полибутиленов указывает, в нём пайное отношение углерода к водороду, как 1 к 2, а потому частичный вес его может быть выражен формулой СН 2 или C 2 H 4 , C 4 H 8 и вообще (СН 2) n . Частичный вес этого углеводорода тотчас определяется, следуя закону Авогадро, раз мы знаем удельный вес, т. е. плотность его пара; он определен Бутлеровым и оказался 5,85 (по отношению к воздуху); т. е. частичный вес его будет 5,85 · 28,9 = 169,06. Формуле C 11 H 22 отвечает частичный вес 154, формуле C 12 H 24 - 168, а C 13 H 26 - 182. Формула C 12 H 24 близко отвечает наблюденной величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода CH 2 .
Примечания
Ссылки
- // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Закон Авогадро" в других словарях:
ЗАКОН АВОГАДРО - равные объёмы любых идеальных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) содержат одинаковое число частиц (молекул, атомов). Эквивалентная формулировка: при одинаковых давлении и температуре одинаковые количества вещества различных… … Большая политехническая энциклопедия
закон Авогадро - – закон, согласно которому в равных объемах идеальных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Словарь по аналитической химии … Химические термины
закон Авогадро - Avogadro dėsnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys: angl. Avogadro’s hypothesis; Avogadro’s law; Avogadro’s principle vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
закон Авогадро - Avogadro dėsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. Avogadro’s hypothesis; Avogadro’s law vok. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, m rus. закон Авогадро, m pranc. hypothèse d’Avogadro, f; loi d’Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas
закон Авогадро - Avogadro dėsnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) MS Word formatas atitikmenys: angl. Avogadro’s law vok. Avogadrosches Gesetz, n rus. закон Авогадро, m pranc. loi d’Avogadro, f … Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas
См. Химия и Газы. З. вечности вещества, или сохранения массы материи, см. Вещество, Лавуазье, Химия. З. Генри Дальтона см. Растворы. З. Гибса Ле Шателье см. Обратимость химических реакций. З. (теплоемкостей) Дюлонга и Пти см. Теплота и Химия. З.… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона
Необходимое, существенное, устойчивое, повторяющееся отношение между явлениями. 3. выражает связь между предметами, составными элементами данного предмета, между свойствами вещей, а также между свойствами внутри вещи. Существуют 3.… … Философская энциклопедия
АВОГАДРО ЗАКОН - (Avogadro), основан на высказанной в 1811 г. итальянским физиком Авогадро гипотезе, гласящей, что «при одинаковых условиях t° и давления, в равных объемах всех газов содержится одно и то же число молекул». Из этой гипотезы.,… … Большая медицинская энциклопедия
- (Avogadro) Амедео, граф ди Кваренья (1776 1856), итальянский физик и химик. В 1811 г. выдвинул гипотезу (ныне известную как закон Авогадро) о том, что равные объемы газов при одном давлении и одинаковой температуре содержат одинаковое число… … Научно-технический энциклопедический словарь
- (Avogadro) Амедео (1776 1856), итальянский физик и химик. Основатель молекулярной теории строения вещества (1811). Установил один из газовых законов (1811; закон Авогадро), согласно которому в равных объемах идеальных газов при одинаковых… … Современная энциклопедия
Предвидеть результаты исследования, предугадать закономерность, почувствовать общие истоки - всем этим отмечено творчество большого числа экспериментаторов и учёных. Чаще всего прогноз распространяется лишь на область занятости исследователя. И мало у кого хватает смелости заняться долгосрочным прогнозированием, существенно опередив время. У итальянца Амедео Авогадро смелости было хоть отбавляй. Именно по этой причине данный учёный известен сейчас во всём мире. А закон Авогадро и по сей день используется всеми химиками и физиками планеты. В этой статье мы подробно расскажем о нём и его авторе.
Детство и учёба
Амедео Авогадро родился в Турине в 1776 году. Его отец Филиппе работал служащим в судебном ведомстве. Всего в семье было восемь детей. Все предки Амедео служили адвокатами при католической церкви. Молодой человек также не отступил от традиции и занялся юриспруденцией. К двадцати годам он уже имел степень доктора.
Со временем юридическая практика перестала увлекать Амедео. Интересы молодого человека лежали в другой сфере. Ещё в юности он посещал школу экспериментальной физики и геометрии. Тогда в будущем учёном и проснулась любовь к наукам. Из-за пробелов в знаниях Авогадро занялся самообразованием. В 25 лет Амедео всё свободное время уделял изучению математики и физики.
Научная деятельность
На первом этапе научная деятельность Амедео была посвящена изучению электрических явлений. Интерес Авогадро особо усилился после того как Вольт открыл источник электрического тока в 1800 году. Не менее интересны молодому учёному были дискуссии Вольта и Гальвани о природе электричества. Да и в целом тогда данная область была передовой в науке.
В 1803 и 1804 годах Авогадро вместе с братом Феличе представил учёным из Туринской Академии две работы, раскрывающие теории электрохимических и электрических явлений. В 1804 году Амедео стал членом-корреспондентом данной академии.
В 1806 году Авогадро устроился репетитором в Туринский лицей. А спустя три года учёный перебрался в лицей Верчелли, где преподавал математику и физику на протяжении десяти лет. В тот период Амедео прочитал много научной литературы, делая из книг полезные выписки. Он вёл их до конца жизни. Накопилось целых 75 томов по 700 страниц каждый. Содержание этих книг говорит о разносторонности интересов учёного и о том колоссальном труде, который он проделал.
Личная жизнь
Семейную жизнь Амедео устроил довольно поздно, когда его возраст уже перевалил за третий десяток. Работая в Верчелли, он встретил Анну ди Джузеппе, которая была намного моложе учёного. В этом браке родилось восемь детей. Никто из них не пошёл по стопам отца.
Закон Авогадро и его следствия
В 1808 году Гей-Люссак (в соавторстве с Гумбольдтом) сформулировал принцип объёмных отношений. Этот закон гласил, что соотношение между объёмами реагирующих газов можно выразить простыми числами. Например, 1 объём хлора, соединяясь с 1 объёмом водорода, даёт 2 объёма хлороводорода и т.п. Но данный закон ничего не давал, так как, во-первых, не было конкретного различия между понятиями корпускула, молекула, атом, а во-вторых, у учёных были разные мнения насчёт состава частиц различных газов.
В 1811 году Амедео занялся тщательным анализом результатов исследований Гей-Люссака. В итоге Авогадро понял, что закон объёмных отношений позволяет понять устройство молекулы газов. Гипотеза, которую он сформулировал, гласила: «Число молекул любого газа в одном и том же объёме всегда одинаково».
Открытие закона
Целых три года учёный продолжал экспериментировать. И в итоге появился закон Авогадро, который звучит так: «Равные объёмы газообразных веществ при одинаковой температуре и давлении содержат одинаковое количество молекул. А меру массы молекул можно определить по плотности различных газов». Например, если 1 литр кислорода содержит столько же молекул, сколько и 1 литр водорода, то отношение плотностей данных газов равно отношению массы молекул. Также учёный отметил, что молекулы в газах не всегда состоят из одиночных атомов. Допустимо наличие как разных, так и одинаковых атомов.
К сожалению, во времена Авогадро данный закон нельзя было доказать теоретически. Но он давал возможность устанавливать в экспериментах состав молекул газов и определять их массу. Давайте проследим логику подобных рассуждений. В ходе эксперимента было выявлено, что пары воды из газа, а также объёмы водорода и кислорода соотносятся в пропорции 2:1:2. Из этого факта можно сделать разные выводы. Первый: молекула воды состоит из трёх атомов, а молекулы водорода и кислорода из двух. Вполне уместен и второй вывод: молекулы воды и кислорода двухатомны, а водорода - одноатомны.
Противники гипотезы
У закона Авогадро было много противников. Отчасти это было связано с тем, что в те времена отсутствовала простая и ясная запись уравнений и формул химических реакций. Главным недоброжелателем был Йенс Берцелиус - шведский химик, имеющий непререкаемый авторитет. Он считал, что у всех атомов есть электрические заряды, а сами молекулы состоят из атомов с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Так, у атомов водорода был положительный заряд, а у атомов кислорода - отрицательный. С этой точки зрения молекулы кислорода, состоящей из 2-х одинаково заряженных атомов, просто не существует. Но если молекулы кислорода всё же одноатомны, то в реакции азота с кислородом пропорция соотношения объёмов должна быть 1:1:1. Данное утверждение противоречит эксперименту, где из 1 литра кислорода и 1 литра азота получали 2 литра оксида азота. Именно по этой причине Берцелиус и другие химики отвергали закон Авогадро. Ведь он абсолютно не соответствовал экспериментальным данным.
Возрождение закона
До шестидесятых годов девятнадцатого столетия в химии наблюдался произвол. Причём он распространялся как на оценку молекулярных масс, так и на описание химических реакций. Об атомном составе сложных веществ было вообще много неверных представлений. Некоторые учёные даже планировали отказаться от молекулярной теории. И только в 1858 году химик из Италии по имени Канниццаро нашёл в переписке Бертолле и Ампера ссылку на закон Авогадро и следствия из него. Это упорядочило запутанную картину химии того времени. Два года спустя Канниццаро рассказал о законе Авогадро в Карлсруэ на Международном конгрессе по химии. Его доклад произвёл на учёных неизгладимое впечатление. Один из них сказал, что он как будто прозрел, все сомнения испарились, а взамен появилось чувство уверенности.
После того как закон Авогадро признали, учёные могли не только определять состав молекул газов, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Эти знания помогали в расчёте массовых соотношений реагентов в различных химических реакциях. И это было очень удобно. Измеряя массу в граммах, исследователи могли оперировать молекулами.
Заключение
Много времени прошло с тех пор, как был открыт закон Авогадро, но об основоположнике молекулярной теории никто не забыл. Логика учёного была безупречной, что позже подтвердили расчёты Дж. Максвелла, основанные на кинетической теории газов, а затем и экспериментальные исследования (броуновское движение). Также было определено, сколько содержится частиц в моле каждого газа. Эта константа - 6,022.1023 была названа числом Авогадро, увековечив имя проницательного Амедео.
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: 62.
