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.

2.6. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)

В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем .

В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0 ° С (273К) и
101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа V m .
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа V m = 22,4 л/моль.

Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным используется объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

где Р o , V o , Т o — давление, объем газа и температура при нормальных условиях (Р o = 101,3 кПа, Т o = 273К).

Если известна масса (m) или количество (n) газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева — Клапейрона: PV = n RT,
где n = m/M — отношение массы вещества к его молярной массе,
R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль Ч К).

Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов . Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:
где М 1 и М 2 — молярные массы двух газообразных веществ.

Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М 1) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М 2). По величинам D и М 2 можно найти молярную массу исследуемого газа: M 1 = D Ч M 2 .

6. Применение закона Авогадро. Молярный объем

Так как одинаковые объемы газа содержат одинаковое число молекул, то веса молекул пропорциональны плотности газов .

Плотность газа — это вес одного литра газа при температуре 0°С и давлении 760 мм ртутного столба (плотность кислорода — 1,429). Физическими методами ее можно установить очень точно (особенно если определяется молекулярный вес вещества еще неисследованного) таким способом: при соответствующих давлении и температуре определяется объем, занимаемый определенным весовым количеством испытуемого вещества; температура и давление пересчитываются на 0°С и 760 мм ртутного столба, и по полученному объему и весу вычисляется плотность газа или вещества в газообразном состоянии.

Если известен удельный вес газа или вещества в газообразном состоянии, то можно согласно соотнощению:

вычислить, что молекулярный вес испытуемого вещества:

т. е. молекулярный вес газа или вещества в газообразном состоянии равен удельному весу газа или вещества в газообразном состоянии, помноженному на число 22,41 .

Ввиду того, что это уравнение действительно во всех случаях, из него вытекает, что грамм-молекула или моль каждого газа, т. е. молярный объем каждого газа

Грамм-молекула или моль каждого газа или вещества в газообразном состоянии занимает при одинаковых температуре и давлении одинаковый объем . При нормальных условиях 0°С и 760 мм давления рт. ст. этот объем составляет 22,41 литра .

Рис. 5. При нормальных условиях (0°С и давлении 760 мм рт. ст. все газы занимают объем равный 22,41 литра (молярный объем)

На величине молярного объема газа и на молекулярных уравнениях основаны стехиометрические вычисления, в которых веса газов пересчитываются на их объем.

Вычислите, сколько литров кислорода получится разложением 250 г HgO и какой объем кислород будет занимать при нормальных условиях (0°С и 760 мм давления).

Для вычисления нужно воспользоваться молекулярным уравнением, ибо оно указывает отношения объемов:

из 432,32 г HgO получится 32 г кислорода (22,41) литра)

из 250 г HgO получится х г кислорода × литров

Закон авогадро примеры

Решение задач >> Моль. Закон Авогадро. Мольный объем газа

С 1961 г. в нашей стране введена Международная система единиц измерения (СИ). За единицу количества вещества принят моль. Моль — количество вещества системы, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько их содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества N a (число Авогадро), определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*10 23 молекул (моль-1).

Нетрудно показать, что масса 1 моля вещества (мольная масса), выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества, выражаемой в атомных единицах массы (а. е.м.). Например, относительная молекулярная масса кислорода (Мг) — 32 а.е.м., а мольная масса (М) — 32 г/моль.

Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Иными словами, одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. Вместе с тем, 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа (Vо) и при нормальных условиях (0 °С = 273 К, давлении 101,325 кПа = 760 мм рт. ст. = 1 атм) равен 22,4 дм3. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через Vо, а давление — через Ро.

Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:

Ро / Р 1 = V 1 / Vо, или PV = const.

По закону Гей-Люссака при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т):

V 1 / T 1 = Vо / То или V / Т = const.

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

PV / Т = PоVо / То, (*)

где Р и V — давление и объем газа при данной температуре Т; Ро и Vо — давление и объем газа при нормальных условиях (н. у.). Приведенное уравнение позволяет находить любую из указанных величин, если известны остальные.

При 25 °С и давлении 99,3 кПа (745 мм рт. ст.) некоторый газ занимает объем 152 см3. Найдите, какой объем займет этот же газ при 0 °С и давлении 101,33 кПа?

Подставляя данные задачи в уравнение (*) получим: Vо = PVТо / ТРо = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 см3.

Выразите в граммах массу одной молекулы СО2.

Молекулярная масса СО2 равна 44,0 а.е.м. Следовательно, мольная масса СО2 равна 44,0 г/моль. В 1 моле СО2 содержится 6,02*10 23 молекул. Отсюда находим массу одной молекулы: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31*10 -23 г.

Определите объем, который займет азот массой 5,25 г при 26 °С и давлении 98,9 кПа (742 мм рт. ст.).

Определяем количество N2, содержащееся в 5,25 г: 5,25 / 28 = 0,1875 моль, V, = 0,1875*22,4 = 4,20 дм3. Затем приводим полученный объем к указанным в задаче условиям: V = РоVоТ / РТо = 101,3*4,20*299 / 98,9*273 = 4,71 дм3.

Закон Авогадро

В 1811 г. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой равные объемы всех газов при одинаковых температуре и давлении содержат одинаковое число молекул. Эта гипотеза впоследствии получила название закона Авогадро.

Амедео Авогадро (1776-1856)-итальянский физик и химик. Его крупнейшие достижения заключаются в том, что он: установил, что вода имеет химическую формулу H2O, а не НО, как считалось ранее; стал проводить различие между атомами и молекулами (более того, ввел сам термин «молекула») и между атомным «весом» и молекулярным «весом»; сформулировал свою знаменитую гипотезу (закон).

Число молекул в одном моле любого газа равно 6,022 -10″. Это число называется постоянной Авогадро и обозначается символом А. (Строго говоря, оно является не безразмерной численной величиной, а физической постоянной, имеющей размерность моль»1.) Постоянная Авогадро-это просто название числа 6,022-1023 (любых частиц-атомов, молекул, ионов, электродов, даже химических связей или химических уравнений).

Поскольку один моль любого газа всегда содержит одинаковое число молекул, из закона Авогадро следует, что один моль любого газа всегда занимает один и тот же объем. Этот объем для нормальных условий можно вычислить при помощи уравнения состояния идеального газа (4), полагая п = 1 и подставляя в него значения газовой постоянной R и стандартных температуры и давления в единицах системы СИ. Такой расчет показывает, что моль любого газа при нормальных условиях имеет объем 22,4 дм3. Эта величина называется молярный объем.

Плотность газа. Поскольку один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 дм3, нетрудно вычислить плотность газа. Например, один моль газообразного CO2 (44 г) занимает объем 22,4 дм3. Отсюда следует, что плотность CO2 при нормальных условиях равна

Следует обратить внимание на то, что этот расчет основан на двух предположениях, а именно: a) CO2 подчиняется закону Авогадро при нормальных условиях и б) CO2 представляет собой идеальный газ и, следовательно, подчиняется уравнению состояния идеального газа.

Позже мы убедимся, что свойство реальных газов, a CO2 является одним из них, при определенных условиях значительно отклоняется от свойств идеального газа.

Плотность водорода

На экспериментальном определении плотностей газов и их сопоставлении с плотностью водорода основывались первые в истории химии определения молекулярного «веса» многих газов и жидкостей. В таких определениях водороду всегда приписывали атомный «вес», равный единице.

Понятия атомный вес и молекулярный вес означают приблизительно то же самое, что и современные термины «относительная атомная Масса» и соответственно «относительная молекулярная масса».

www.himikatus.ru

Закон Авогадро

Формулировка закона Авогадро

Этот закон был сформулирован итальянским ученым Амедео Авогадро в 1811 г. в виде гипотезы, а потом получил экспериментальное подтверждение. Этот закон также можно вывести из основного уравнения молекулярно-кинетической теории:

Учитывая, что концентрация:

Из последнего выражения число молекул газа:

Очевидно, что при одинаковых условиях (одинаковых давлении и температуре) в равных объемах число молекул будет одинаковым.

Следствия из закона Авогадро

Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.

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 :

Следствие 2 из закона Авогадро. Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью .

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

Книги

• Амедео Авогадро. Очерк жизни и деятельности , Г. В. Быков. Итальянскому физику первой половины XIX в. Амедео Авогадро принадлежит закон, носящий его имя. По словам извести го ученого, лауреата Нобелевской премии Л. Полинга, труды Авогадро лежат в…

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.