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.
Закон Авогадро
На заре развития атомной теории () А. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой при одинаковых температуре и давлении в равных объёмах идеальных газов содержится одинаковое число молекул. Позже было показано, что эта гипотеза есть необходимое следствие кинетической теории, и сейчас она известна как закон Авогадро. Его можно сформулировать так: один моль любого газа при одинаковых температуре и давлении занимает один и тот же объем, при нормальных условиях равный 22,41383 . Эта величина известна как молярный объем газа .
Сам Авогадро не делал оценок числа молекул в заданном объёме, но понимал, что это очень большая величина. Первую попытку найти число молекул, занимающих данный объем, предпринял в году Й. Лошмидт . Из вычислений Лошмидта следовало, что для воздуха количество молекул на единицу объёма составляет 1,81·10 18 см −3 , что примерно в 15 раз меньше истинного значения. Через 8 лет Максвелл привёл гораздо более близкую к истине оценку «около 19 миллионов миллионов миллионов» молекул на кубический сантиметр, или 1,9·10 19 см −3 . В действительности в 1 см³ идеального газа при нормальных условиях содержится 2,68675·10 19 молекул . Эта величина была названа числом (или постоянной) Лошмидта . С тех пор было разработано большое число независимых методов определения числа Авогадро. Превосходное совпадение полученных значений является убедительным свидетельством реального количества молекул.
Измерение константы
| Данные в этой статье приведены по состоянию на декабрь 2011 года. |
Официально принятое на сегодня значение числа Авогадро было измерено в 2010 году . Для этого использовались две сферы, сделанные из кремния-28 . Сферы были получены в Институте кристаллографии имени Лейбница и отполированы в австралийском Центре высокоточной оптики настолько гладко, что высоты выступов на их поверхности не превышали 98 нм . Для их производства был использован высокочистый кремний-28, выделенный в нижегородском Институте химии высокочистых веществ РАН из высокообогащённого по кремнию-28 тетрафторида кремния, полученного в Центральном конструкторском бюро машиностроения в Санкт-Петербурге.
Располагая такими практически идеальными объектами, можно с высокой точностью подсчитать число атомов кремния в шаре и тем самым определить число Авогадро. Согласно полученным результатам, оно равно 6,02214084(18)×10 23 моль −1 .
Связь между константами
- Через произведение постоянной Больцмана Универсальная газовая постоянная , R =kN A .
- Через произведение элементарного электрического заряда на число Авогадро выражается постоянная Фарадея , F =eN A .
См. также
Примечания
Литература
- Число Авогадро // Большая советская энциклопедия
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Число Авогадро" в других словарях:
- (постоянная Авогадро, обозначение L), постоянная, равная 6,022231023, соответствует числу атомов или молекул, содержащихся в одном МОЛЕ вещества … Научно-технический энциклопедический словарь
число Авогадро - Avogadro konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Dalelių (atomų, molekulių, jonų) skaičius viename medžiagos molyje, lygus (6,02204 ± 0,000031)·10²³ mol⁻¹. santrumpa(os) Santrumpą žr. priede. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys:… … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
число Авогадро - Avogadro konstanta statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. Avogadro’s constant; Avogadro’s number vok. Avogadro Konstante, f; Avogadrosche Konstante, f rus. постоянная Авогадро, f; число Авогадро, n pranc. constante d’Avogadro, f; nombre… … Fizikos terminų žodynas
Авогадро постоянная (число Авогадро) - число частиц (атомов, молекул, ионов) в 1 моле вещества (моль это количество вещества, в котором содержится столько же частиц, сколько атомов содержится точно в 12 граммах изотопа углерода 12), обозначаемое символом N = 6,023 1023. Одна из… … Начала современного естествознания
- (число Авогадро), число структурных элементов (атомов, молекул, ионов или др. ч ц) в ед. кол ва в ва (в одном моле). Названа в честь А. Авогадро, обозна чается NA. А. п. одна из фундаментальных физических констант, существенная для определения мн … Физическая энциклопедия
- (число Авогадро; обозначается NА), число молекул или атомов в 1 моле вещества, NА = 6,022045(31) х 1023моль 1; назв. по имени А. Авогадро … Естествознание. Энциклопедический словарь
- (число Авогадро), число частиц (атомов, молекул, ионов) в 1 моле в ва. Обозначается NA и равна (6,022045 … Химическая энциклопедия
Na = (6,022045±0,000031)*10 23 число молекул в моле любого вещества или число атомов в моле простого вещества. Одна из фундаментальных постоянных, с помощью которой можно определить такие величины, как, например, массу атома или молекулы (см.… … Энциклопедия Кольера
В Википедии есть статьи о других людях с такой фамилией, см. Авогадро. Амедео Авогадро, граф Куаренья и Черрето Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e Cerreto … Википедия
- (Avogadro, Amedeo) АМЕДЕО АВОГАДРО (1776 1856), итальянский физик и химик. Родился 9 августа 1776 в Турине в семье чиновника судебного ведомства. Получил юридическое образование и в 1796 стал доктором права. Уже в юности заинтересовался… … Энциклопедия Кольера
Книги
- Число Авогадро. Как увидеть атом , Мейлихов Евгений Залманович , Итальянский ученый Амадео Авогадро (современник А. С. Пушкина) был первым, кто понял, что количество атомов (молекул) в одном грамм-атоме (моле) вещества одинаково длявсех веществ. Знание же… Категория:
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.
В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.
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!
Физическая величина, равная количеству структурных элементов (которыми являются молекулы, атомы и т.п.) на один моль вещества, называется числом Авогадро. Официально принятое на сегодняшний день его значение составляет NA = 6,02214084(18)×1023 моль−1, оно было утверждено в 2010 году. В 2011 были опубликованы результаты новых исследований, они считаются более точными, но на данный момент официально не утверждены.
Закон Авогадро имеет огромное значение в развитии химии, он позволил вычислять вес тел, которые могут менять состояние, становясь газообразными или парообразными. Именно на основе закона Авогадро начала свое развитие атомно-молекулярная теория, следующая из кинетической теории газов.
Более того, с помощью закона Авогадро разработан способ получения молекулярной массы растворенных веществ. Для этого законы идеальных газов были распространены и на разбавленные растворы, взяв за основу мысль, что растворенное вещество распределится по объему растворителя, как газ распределяется в сосуде. Также закон Авогадро дал возможность определить истинные атомные массы целого ряда химических элементов.
Практическое использование числа Авогадро
Константа используется при расчетах химических формул и в процессе составления уравнений химических реакций. С помощью нее определяют относительные молекулярные массы газов и число молекул в одном моле любого вещества.
Через число Авогадро вычисляется универсальная газовая постоянная, она получается путем умножения этой константы на постоянную Больцмана. Кроме того, умножив число Авогадро и элементарный электрический заряд, можно получить постоянную Фарадея.
Использование следствий закона Авогадро
Первое следствие закона гласит: «Один моль газа (любого) при равных условиях будет занимать один объем». Таким образом, в нормальных условиях объем одного моля любого газа равен 22,4 литра (эта величина называется молярным объемом газа), а используя уравнение Менделеева-Клапейрона можно определить объем газа при любом давлении и температуре.
Второе следствие закона: «Молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа ко второму». Иными словами, при одинаковых условиях, зная отношение плотности двух газов, можно определить их молярные массы.
Во времена Авогадро его гипотеза была недоказуема теоретически, однако позволяла легко устанавливать экспериментальным путем состав молекул газа и определять их массу. Со временем под его эксперименты была подведена теоретическая база, и теперь число Авогадро находит применение
