El nombre del número de avogadro es. Ley de Avogadro en química. Cálculo del volumen de gas para condiciones normales.

La ley de Avogadro en química ayuda a calcular el volumen, la masa molar, la cantidad de sustancia gaseosa y la densidad relativa del gas. La hipótesis fue formulada por Amedeo Avogadro en 1811 y posteriormente fue confirmada experimentalmente.

Ley

Joseph Gay-Lussac fue el primero en estudiar las reacciones de los gases en 1808. Formuló las leyes de la expansión térmica de los gases y las relaciones volumétricas, obteniendo una sustancia cristalina: NH 4 Cl (cloruro de amonio) a partir de cloruro de hidrógeno y amoníaco (dos gases). Resultó que para crearlo es necesario tomar los mismos volúmenes de gases. Además, si un gas sobraba, la parte “sobrante” quedaba sin usar después de la reacción.

Un poco más tarde, Avogadro llegó a la conclusión de que a las mismas temperaturas y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. Además, los gases pueden tener diferentes propiedades químicas y físicas.

Arroz. 1. Amadeo Avogadro.

La ley de Avogadro tiene dos consecuencias:

• primero - un mol de gas, en igualdad de condiciones, ocupa el mismo volumen;
• segundo - la relación de las masas de volúmenes iguales de dos gases es igual a la relación de sus masas molares y expresa la densidad relativa de un gas sobre el otro (indicada por D).

Se consideran condiciones normales (n.s.) la presión P=101,3 kPa (1 atm) y la temperatura T=273 K (0°C). En condiciones normales, el volumen molar de los gases (el volumen de una sustancia dividido por su cantidad) es de 22,4 l/mol, es decir 1 mol de gas (6,02 ∙ 10 23 moléculas - número constante de Avogadro) ocupa un volumen de 22,4 litros. El volumen molar (V m) es un valor constante.

Arroz. 2. Condiciones normales.

resolución de problemas

La principal importancia de la ley es la capacidad de realizar cálculos químicos. Basándonos en el primer corolario de la ley, podemos calcular la cantidad de una sustancia gaseosa en volumen mediante la fórmula:

donde V es el volumen de gas, V m es el volumen molar, n es la cantidad de sustancia medida en moles.

La segunda conclusión de la ley de Avogadro se refiere al cálculo de la densidad relativa del gas (ρ). La densidad se calcula usando la fórmula m/V. Si consideramos 1 mol de gas, la fórmula de densidad quedará así:

ρ (gas) = ​​​​M/V·m,

donde M es la masa de un mol, es decir masa molar.

Para calcular la densidad de un gas a partir de otro gas, es necesario conocer las densidades de los gases. La fórmula general para la densidad relativa de un gas es la siguiente:

D (y) x = ρ(x) / ρ(y),

donde ρ(x) es la densidad de un gas, ρ(y) es la densidad del segundo gas.

Si sustituyes el cálculo de la densidad en la fórmula, obtienes:

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

El volumen molar se reduce y permanece

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

Consideremos la aplicación práctica de la ley usando el ejemplo de dos tareas:

• ¿Cuántos litros de CO 2 se obtendrán a partir de 6 moles de MgCO 3 durante la descomposición de MgCO 3 en óxido de magnesio y dióxido de carbono (n.s.)?
• ¿Cuál es la densidad relativa del CO 2 en el hidrógeno y en el aire?

Resolvamos primero el primer problema.

norte(MgCO3) = 6 moles

MgCO 3 = MgO+CO 2

La cantidad de carbonato de magnesio y dióxido de carbono es la misma (una molécula cada uno), por lo que n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. A partir de la fórmula n = V/V m se puede calcular el volumen:

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

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

Solución al segundo problema:

• D(H2)CO2 = M(CO2)/M(H2) = 44 g/mol/2 g/mol = 22;
• D (aire) CO 2 = M(CO 2) / M (aire) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.

Arroz. 3. Fórmulas para la cantidad de sustancia en volumen y densidad relativa.

Las fórmulas de la ley de Avogadro sólo funcionan para sustancias gaseosas. No son aplicables a líquidos y sólidos.

¿Qué hemos aprendido?

Según la formulación de la ley, volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas. En condiciones normales (n.s.), el valor del volumen molar es constante, es decir V m para gases es siempre igual a 22,4 l/mol. De la ley se deduce que la misma cantidad de moléculas de diferentes gases en condiciones normales ocupan el mismo volumen, así como la densidad relativa de un gas en comparación con otro: la relación entre la masa molar de un gas y la masa molar del segundo gas.

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> El número de Avogadro

Descubre lo que es igual El número de Avogadro en moles. Estudia la relación entre la cantidad de sustancia de las moléculas y el número de Avogadro, el movimiento browniano, la constante de los gases y Faraday.

El número de moléculas en un mol se llama número de Avogadro, que es 6,02 x 10 23 mol -1.

Objetivo de aprendizaje

• Comprender la conexión entre el número de Avogadro y los moles.

Puntos principales

• Avogadro propuso que en el caso de igual presión y temperatura, volúmenes iguales de gas contienen el mismo número de moléculas.
• La constante de Avogadro es un factor importante, ya que conecta otras constantes y propiedades físicas.
• Albert Einstein creía que este número podría derivarse de las cantidades del movimiento browniano. Fue medido por primera vez en 1908 por Jean Perrin.

Términos

• La constante de los gases es la constante universal (R), que se deriva de la ley de los gases ideales. Se obtiene a partir de la constante de Boltzmann y el número de Avogadro.
• La constante de Faraday es la cantidad de carga eléctrica por mol de electrones.
• El movimiento browniano es el desplazamiento aleatorio de elementos formados debido al impacto de moléculas individuales en un líquido.

Si se enfrenta a un cambio en la cantidad de una sustancia, es más fácil utilizar una unidad distinta al número de moléculas. El mol sirve como unidad básica en el sistema internacional y transporta una sustancia que contiene la misma cantidad de átomos que los almacenados en 12 g de carbono-12. Esta cantidad de sustancia se llama número de Avogadro.

Logró establecer una conexión entre masas del mismo volumen de diferentes gases (en condiciones de la misma temperatura y presión). Esto promueve la relación de sus masas moleculares.

El número de Avogadro representa el número de moléculas que hay en un gramo de oxígeno. Recuerde que esto es una indicación de una característica cuantitativa de una sustancia y no una dimensión de medición independiente. En 1811, Avogadro supuso que el volumen de un gas podría ser proporcional al número de átomos o moléculas y esto no se vería afectado por la naturaleza del gas (el número es universal).

El Premio Nobel de Física fue concedido a Jean Perinne en 1926 por su derivación de la constante de Avogadro. Entonces el número de Avogadro es 6,02 x 10 23 mol -1.

Importancia científica

La constante de Avogadro desempeña el papel de un vínculo importante en las observaciones naturales macro y microscópicas. En cierto modo tiende un puente para otras constantes y propiedades físicas. Por ejemplo, establece una conexión entre la constante de los gases (R) y la constante de Boltzmann (k):

R = kNA = 8,314472 (15) J mol -1 K -1 .

Y también entre la constante de Faraday (F) y la carga elemental (e):

F = N A e = 96485,3383 (83) C mol -1 .

Cálculo de constante

La determinación del número incide en el cálculo de la masa del átomo, que se obtiene dividiendo la masa de un mol de gas por el número de Avogadro. En 1905, Albert Einstein propuso derivarlo basándose en la magnitud del movimiento browniano. Fue esta idea la que Jean Perrin puso a prueba en 1908.

Según los cambios en las definiciones de las unidades básicas del SI, es exactamente igual a

A veces en la literatura se hace una distinción entre la constante de avogadro norte A, que tiene una dimensión de mol −1 y numéricamente igual a ella adimensional El número de Avogadro A .

ley de avogadro

Historia de la medición constante.

El propio Avogadro no estimó el número de moléculas en un volumen determinado, pero entendió que se trataba de un valor muy grande. El primer intento de encontrar el número de moléculas que ocupan un volumen determinado se realizó en el año Joseph Loschmidt. De los cálculos de Loschmidt se deduce que para el aire el número de moléculas por unidad de volumen es 1,81⋅10 18 cm −3, que es aproximadamente 15 veces menor que el valor real. Ocho años más tarde, Maxwell dio una estimación mucho más cercana de “alrededor de 19 millones de millones de millones” de moléculas por centímetro cúbico, o 1,9⋅10 · 19 cm −3. Según su estimación, el número de Avogadro era aproximadamente 10 22 (\displaystyle 10^(22)).

De hecho, 1 cm³ de un gas ideal en condiciones normales contiene 2.68675⋅10 19 moléculas. Esta cantidad se llamó número de Loschmidt (o constante). Desde entonces, se han desarrollado una gran cantidad de métodos independientes para determinar el número de Avogadro. La excelente concordancia entre los valores obtenidos proporciona una fuerte evidencia del número real de moléculas.

Estimaciones modernas

El valor del número de Avogadro, adoptado oficialmente en 2010, se midió utilizando dos esferas de silicio-28. Las esferas se obtuvieron en el Instituto Leibniz de Cristalografía y se pulieron en el Centro Australiano de Óptica de Precisión con tanta suavidad que la altura de las protuberancias en su superficie no superó 98 millas náuticas. Para su producción se utilizó silicio-28 de alta pureza, aislado en Nizhny Novgorod a partir de tetrafluoruro de silicio, altamente enriquecido en silicio-28, obtenido en la Oficina Central de Diseño de Ingeniería Mecánica de San Petersburgo.

Teniendo objetos tan prácticamente ideales, es posible calcular con gran precisión el número de átomos de silicio en la bola y así determinar el número de Avogadro. Según los resultados obtenidos, es igual a 6.02214084(18) 10 23 moles −1 .

Relación entre constantes

ver también

Comentarios

Notas

1. Anteriormente se mostraba como el número de moléculas en molécula-gramo o átomos en átomo de gramo.
2. la constante de avogadro// Enciclopedia física / Cap. ed. A. M. Prokhorov. - M.: Enciclopedia soviética, 1988. - T. 1. - P. 11. - 704 p. - 100.000 copias
3. A diferencia de norte, indicando el número de partículas (ing. Número de partícula)
4. http://www.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf
5. , Con. 22-23.
6. , Con. 23.
7. Sobre la posible revisión futura del Sistema Internacional de Unidades, el SI. Resolución 1 de la 24ª reunión de la CGPM (2011).

Se convirtió en un verdadero avance en la química teórica y contribuyó al hecho de que las conjeturas hipotéticas se convirtieron en grandes descubrimientos en el campo de la química de los gases. Las suposiciones de los químicos recibieron evidencia convincente en forma de fórmulas matemáticas y relaciones simples, y los resultados de los experimentos permitieron ahora sacar conclusiones de gran alcance. Además, el investigador italiano dedujo una característica cuantitativa del número de partículas estructurales de un elemento químico. Posteriormente, el número de Avogadro se convirtió en una de las constantes más importantes de la física y la química modernas.

Ley de relaciones volumétricas.

El honor de ser el descubridor de las reacciones de los gases pertenece a Gay-Lussac, un científico francés de finales del siglo XVIII. Este investigador dio al mundo una ley muy conocida que gobierna todas las reacciones asociadas con la expansión de los gases. Gay-Lussac midió los volúmenes de gases antes de la reacción y los volúmenes resultantes de la interacción química. Como resultado del experimento, el científico llegó a una conclusión conocida como la ley de las relaciones volumétricas simples. Su esencia es que los volúmenes de gases antes y después están relacionados entre sí como pequeños números enteros.

Por ejemplo, cuando interactúan sustancias gaseosas, correspondientes, por ejemplo, a un volumen de oxígeno y dos volúmenes de hidrógeno, se obtienen dos volúmenes de agua vaporosa, y así sucesivamente.

La ley de Gay-Lussac es válida si todas las mediciones de volumen se realizan a la misma presión y temperatura. Esta ley resultó ser muy importante para el físico italiano Avogadro. Guiado por él, dedujo su hipótesis, que tuvo amplias consecuencias en la química y la física de los gases, y calculó el número de Avogadro.

científico italiano

ley de avogadro

En 1811, Avogadro llegó a comprender que volúmenes iguales de gases arbitrarios a temperaturas y presiones constantes contienen el mismo número de moléculas.

Esta ley, que más tarde recibió el nombre del científico italiano, introdujo en la ciencia la idea de las partículas más pequeñas de la materia: las moléculas. La química se dividió en la ciencia empírica que era y la ciencia cuantitativa en la que se convirtió. Avogadro enfatizó especialmente el hecho de que los átomos y las moléculas no son lo mismo, y que los átomos son los componentes básicos de todas las moléculas.

La ley del investigador italiano le permitió llegar a una conclusión sobre el número de átomos en las moléculas de varios gases. Por ejemplo, después de deducir la ley de Avogadro, confirmó la suposición de que las moléculas de gases como el oxígeno, el hidrógeno, el cloro y el nitrógeno están formadas por dos átomos. También fue posible establecer las masas atómicas y moleculares de elementos compuestos por diferentes átomos.

Masas atómicas y moleculares.

Al calcular el peso atómico de un elemento, inicialmente se tomó como unidad de medida la masa del hidrógeno, como sustancia química más ligera. Pero las masas atómicas de muchas sustancias químicas se calculan como la proporción de sus compuestos de oxígeno, es decir, la proporción de oxígeno e hidrógeno se tomó como 16:1. Esta fórmula era algo incómoda para las mediciones, por lo que se tomó como estándar de masa atómica la masa del isótopo de carbono, la sustancia más común en la Tierra.

El principio de determinar las masas de diversas sustancias gaseosas en equivalente molecular se basa en la ley de Avogadro. En 1961, se adoptó un sistema unificado de referencia para cantidades atómicas relativas, que se basaba en una unidad convencional igual a 1/12 de la masa de un isótopo de carbono 12 C. El nombre abreviado de la unidad de masa atómica es a.m.u. Según esta escala, la masa atómica del oxígeno es 15,999 uma y la del carbono es 1,0079 uma. Así surgió una nueva definición: masa atómica relativa es la masa de un átomo de una sustancia, expresada en uma.

Masa de una molécula de una sustancia.

Cualquier sustancia está formada por moléculas. La masa de dicha molécula se expresa en uma; este valor es igual a la suma de todos los átomos que componen su composición. Por ejemplo, una molécula de hidrógeno tiene una masa de 2,0158 uma, es decir, 1,0079 x 2, y la masa molecular del agua se puede calcular a partir de su fórmula química H 2 O. Dos átomos de hidrógeno y un solo átomo de oxígeno suman 18. 0152 uma

El valor de la masa atómica de cada sustancia suele denominarse masa molecular relativa.

Hasta hace poco, en lugar del concepto de "masa atómica", se utilizaba la frase "peso atómico". Actualmente no se utiliza, pero todavía se encuentra en libros de texto y trabajos científicos antiguos.

Unidad de cantidad de sustancia

Junto con las unidades de volumen y masa, la química utiliza una medida especial de la cantidad de una sustancia llamada mol. Esta unidad muestra la cantidad de una sustancia que contiene tantas moléculas, átomos y otras partículas estructurales como las contenidas en 12 g del isótopo de carbono 12 C. En la aplicación práctica de un mol de una sustancia, se debe tener en cuenta qué partículas de Se entiende por elementos: iones, átomos o moléculas. Por ejemplo, los moles de iones H+ y los moles de moléculas de H2 son medidas completamente diferentes.

Actualmente, la cantidad de sustancia por mol de sustancia se mide con gran precisión.

Los cálculos prácticos muestran que el número de unidades estructurales en un mol es 6,02 x 10 23. Esta constante se llama número de Avogadro. Esta cantidad química, que lleva el nombre del científico italiano, muestra el número de unidades estructurales en un mol de cualquier sustancia, independientemente de su estructura interna, composición y origen.

Masa molar

La masa de un mol de una sustancia en química se llama “masa molar”; esta unidad se expresa como la relación g/mol. Usando el valor de masa molar en la práctica, podemos ver que la masa molar del hidrógeno es 2,02158 g/mol, la del oxígeno es 1,0079 g/mol, y así sucesivamente.

Consecuencias de la ley de Avogadro

La ley de Avogadro es bastante aplicable para determinar la cantidad de una sustancia al calcular el volumen de un gas. El mismo número de moléculas de cualquier sustancia gaseosa, en condiciones constantes, ocupan el mismo volumen. Por otro lado, 1 mol de cualquier sustancia contiene un número constante de moléculas. La conclusión se sugiere por sí sola: a temperatura y presión constantes, un mol de sustancia gaseosa ocupa un volumen constante y contiene el mismo número de moléculas. El número de Avogadro indica que 1 mol de gas contiene 6,02 x 1023 moléculas.

Cálculo del volumen de gas para condiciones normales.

Las condiciones normales en química son una presión atmosférica de 760 mm Hg. Arte. y temperatura 0 o C. Con estos parámetros se ha establecido experimentalmente que la masa de un litro de oxígeno es de 1,43 kg. Por tanto, el volumen de un mol de oxígeno es 22,4 litros. Al calcular el volumen de cualquier gas, los resultados arrojaron el mismo valor. Así, la constante de Avogadro sacó otra conclusión con respecto a los volúmenes de diversas sustancias gaseosas: en condiciones normales, un mol de cualquier elemento gaseoso ocupa 22,4 litros. Este valor constante se llama volumen molar del gas.

Sabemos por un curso de química escolar que si tomamos un mol de cualquier sustancia, contendrá 6.02214084(18).10^23 átomos u otros elementos estructurales (moléculas, iones, etc.). Por comodidad, el número de Avogadro se suele escribir de esta forma: 6,02. 10^23.

Sin embargo, ¿por qué la constante de Avogadro (en ucraniano “se convirtió en Avogadro”) es exactamente igual a este valor? No hay respuesta a esta pregunta en los libros de texto y los historiadores de la química ofrecen una variedad de versiones. Parece que el número de Avogadro tiene algún significado secreto. Después de todo, existen números mágicos, entre los que algunos incluyen pi, números de Fibonacci, siete (en el este ocho), 13, etc. Lucharemos contra el vacío de información. No hablaremos de quién es Amedeo Avogadro y por qué en honor a este científico, además de la ley que formuló, también se nombró la constante encontrada. Ya se han escrito muchos artículos sobre esto.

Para ser precisos, no participé en el recuento de moléculas o átomos en ningún volumen específico. El primero que intentó averiguar cuántas moléculas de gas.

contenido en un volumen dado a la misma presión y temperatura, fue Joseph Loschmidt, y esto fue en 1865. Como resultado de sus experimentos, Loschmidt llegó a la conclusión de que en un centímetro cúbico de cualquier gas en condiciones normales hay 2,68675. 10^19 moléculas.

Posteriormente, se inventaron métodos independientes para determinar el número de Avogadro y, dado que los resultados coincidieron en su mayoría, esto una vez más habló a favor de la existencia real de moléculas. Por el momento, el número de métodos supera los 60, pero en los últimos años los científicos han intentado mejorar aún más la precisión de la estimación para introducir una nueva definición del término "kilogramo". Hasta ahora, el kilogramo se ha comparado con un estándar material elegido sin ninguna definición fundamental.

Sin embargo, volvamos a nuestra pregunta: ¿por qué esta constante es igual a 6,022? 10^23?

En química, en 1973, por conveniencia en los cálculos, se propuso introducir un concepto como "cantidad de sustancia". El mol se convirtió en la unidad básica para medir cantidades. Según las recomendaciones de la IUPAC, la cantidad de cualquier sustancia es proporcional al número de partículas elementales específicas. El coeficiente de proporcionalidad no depende del tipo de sustancia y el número de Avogadro es su recíproco.

Para mayor claridad, tomemos un ejemplo. Como se sabe por la definición de unidad de masa atómica, 1 a.u.m. corresponde a una duodécima parte de la masa de un átomo de carbono 12C y es 1,66053878,10^(−24) gramos. Si multiplicas 1 uma. por la constante de Avogadro, obtenemos 1.000 g/mol. Ahora tomemos algo de, digamos, berilio. Según la tabla, la masa de un átomo de berilio es 9,01 uma. Calculemos a qué es igual un mol de átomos de este elemento:

6,02 x 10^23 mol-1 * 1,66053878x10^(−24) gramos * 9,01 = 9,01 gramos/mol.

Así, resulta que numéricamente coincide con el atómico.

La constante de Avogadro fue elegida especialmente para que la masa molar correspondiera a una cantidad atómica o adimensional, relativa molecular. Podemos decir que el número de Avogadro debe su aparición, por un lado, a la unidad atómica de masa, y por otro, a la unidad generalmente aceptada para comparar masas: el gramo.