Názov čísla avogadro je. Avogadrov zákon v chémii. Výpočet objemu plynu pre normálne podmienky

Avogadrov zákon v chémii pomáha vypočítať objem, molárnu hmotnosť, množstvo plynnej látky a relatívnu hustotu plynu. Hypotézu sformuloval Amedeo Avogadro v roku 1811 a neskôr bola experimentálne potvrdená.

zákon

Joseph Gay-Lussac bol prvým, kto študoval reakcie plynov v roku 1808. Formuloval zákony tepelnej rozťažnosti plynov a objemových vzťahov, pričom z chlorovodíka a amoniaku (dva plyny) získal kryštalickú látku - NH 4 Cl (chlorid amónny). Ukázalo sa, že na jeho vytvorenie je potrebné odobrať rovnaké objemy plynov. Navyše, ak bol jeden plyn nadbytočný, potom časť „navyše“ zostala po reakcii nevyužitá.

O niečo neskôr Avogadro sformuloval záver, že pri rovnakých teplotách a tlaku obsahujú rovnaké objemy plynov rovnaký počet molekúl. Okrem toho môžu mať plyny rôzne chemické a fyzikálne vlastnosti.

Ryža. 1. Amedeo Avogadro.

Avogadrov zákon má dva dôsledky:

• najprv - jeden mól plynu za rovnakých podmienok zaberá rovnaký objem;
• druhý - pomer hmotností rovnakých objemov dvoch plynov sa rovná pomeru ich molárnych hmotností a vyjadruje relatívnu hustotu jedného plynu nad druhým (označuje sa D).

Za normálne podmienky (n.s.) sa považuje tlak P=101,3 kPa (1 atm) a teplota T=273 K (0°C). Za normálnych podmienok je molárny objem plynov (objem látky delený jej množstvom) 22,4 l/mol, t.j. 1 mol plynu (6,02 ∙ 10 23 molekúl - Avogadrovo konštantné číslo) zaberá objem 22,4 litra. Molárny objem (V m) je konštantná hodnota.

Ryža. 2. Normálne podmienky.

Riešenie problémov

Hlavným významom zákona je schopnosť vykonávať chemické výpočty. Na základe prvého dôsledku zákona môžeme vypočítať množstvo plynnej látky cez objem pomocou vzorca:

kde V je objem plynu, Vm je molárny objem, n je množstvo látky merané v móloch.

Druhý záver z Avogadrovho zákona sa týka výpočtu relatívnej hustoty plynu (ρ). Hustota sa vypočíta pomocou vzorca m/V. Ak vezmeme do úvahy 1 mól plynu, vzorec hustoty bude vyzerať takto:

ρ (plyn) = M/V m,

kde M je hmotnosť jedného mólu, t.j. molárna hmota.

Na výpočet hustoty jedného plynu z iného plynu je potrebné poznať hustoty plynov. Všeobecný vzorec pre relatívnu hustotu plynu je nasledujúci:

D (y) x = ρ(x) / ρ(y),

kde ρ(x) je hustota jedného plynu, ρ(y) je hustota druhého plynu.

Ak do vzorca nahradíte výpočet hustoty, dostanete:

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

Molárny objem sa zníži a zostane

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

Uvažujme o praktickej aplikácii zákona na príklade dvoch úloh:

• Koľko litrov CO 2 sa získa zo 6 mol MgCO 3 pri rozklade MgCO 3 na oxid horečnatý a oxid uhličitý (n.s.)?
• Aká je relatívna hustota CO 2 vo vodíku a vo vzduchu?

Najprv vyriešme prvý problém.

n(MgC03) = 6 mol

MgC03 = MgO+C02

Množstvo uhličitanu horečnatého a oxidu uhličitého je rovnaké (každá jedna molekula), takže n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Zo vzorca n = V/V m môžete vypočítať objem:

V = nV m, t.j. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l

Odpoveď: V(CO 2) = 134,4 l

Riešenie druhého problému:

• D(H2)C02 = M(C02)/M(H2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
• D (vzduch) C02 = M(C02) / M (vzduch) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.

Ryža. 3. Vzorce pre množstvo látky podľa objemu a relatívnej hustoty.

Vzorce Avogadrovho zákona fungujú len pre plynné látky. Nevzťahujú sa na kvapaliny a pevné látky.

Čo sme sa naučili?

Podľa formulácie zákona rovnaké objemy plynov za rovnakých podmienok obsahujú rovnaký počet molekúl. Za normálnych podmienok (n.s.) je hodnota molárneho objemu konštantná, t.j. V m pre plyny sa vždy rovná 22,4 l/mol. Zo zákona vyplýva, že rovnaký počet molekúl rôznych plynov za normálnych podmienok zaberá rovnaký objem, ako aj relatívna hustota jedného plynu v porovnaní s druhým - pomer molárnej hmotnosti jedného plynu k molárnej hmotnosti plynu. druhý plyn.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4. Celkový počet získaných hodnotení: 91.

> Avogadroovo číslo

Zistite, čo sa rovná Avogadroovo číslo v krtkoch. Študujte pomer látkového množstva molekúl a Avogadroho čísla, Brownovho pohybu, plynovej konštanty a Faradayovho čísla.

Počet molekúl v mole sa nazýva Avogadrovo číslo, ktoré je 6,02 x 10 23 mol -1.

Cieľ učenia

• Pochopte súvislosť medzi Avogadrovým číslom a krtkami.

Hlavné body

• Avogadro navrhol, že v prípade rovnakého tlaku a teploty obsahujú rovnaké objemy plynu rovnaký počet molekúl.
• Avogadrova konštanta je dôležitým faktorom, pretože spája ďalšie fyzikálne konštanty a vlastnosti.
• Albert Einstein veril, že toto číslo možno odvodiť z množstva Brownovho pohybu. Prvýkrát ho zmeral v roku 1908 Jean Perrin.

Podmienky

• Plynová konštanta je univerzálna konštanta (R), ktorá vyplýva zo zákona ideálneho plynu. Získava sa z Boltzmannovej konštanty a Avogadrovho čísla.
• Faradayova konštanta je množstvo elektrického náboja na mól elektrónov.
• Brownov pohyb je náhodné premiestňovanie prvkov vytvorených v dôsledku nárazov na jednotlivé molekuly v kvapaline.

Ak sa stretnete so zmenou množstva látky, je jednoduchšie použiť inú jednotku ako počet molekúl. Mol slúži ako základná jednotka v medzinárodnom systéme a prenáša látku obsahujúcu rovnaký počet atómov, aký je uložený v 12 g uhlíka-12. Toto množstvo látky sa nazýva Avogadrove číslo.

Podarilo sa mu nadviazať spojenie medzi hmotami rovnakého objemu rôznych plynov (za podmienok rovnakej teploty a tlaku). To podporuje vzťah ich molekulových hmotností

Avogadrove číslo predstavuje počet molekúl v jednom grame kyslíka. Pamätajte, že ide o údaj o kvantitatívnej charakteristike látky a nie o nezávislý rozmer merania. V roku 1811 Avogadro uhádol, že objem plynu môže byť úmerný počtu atómov alebo molekúl a to nebude ovplyvnené povahou plynu (počet je univerzálny).

Nobelovu cenu za fyziku získal Jean Perinne v roku 1926 za odvodenie Avogadrovej konštanty. Avogadrove číslo je teda 6,02 x 1023 mol -1.

Vedecký význam

Avogadrova konštanta hrá úlohu dôležitého spojenia v makro- a mikroskopických prírodných pozorovaniach. Je akýmsi mostom pre iné fyzikálne konštanty a vlastnosti. Napríklad vytvára spojenie medzi plynovou konštantou (R) a Boltzmannovou konštantou (k):

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

A tiež medzi Faradayovou konštantou (F) a elementárnym nábojom (e):

F = NAe = 96485,3383 (83) C mol-1.

Výpočet konštanty

Určenie čísla ovplyvňuje výpočet hmotnosti atómu, ktorý získame vydelením hmotnosti mólu plynu Avogadrovým číslom. V roku 1905 Albert Einstein navrhol odvodiť ho na základe veľkosti Brownovho pohybu. Práve tento nápad vyskúšal Jean Perrin v roku 1908.

Podľa zmien v definíciách základných jednotiek SI sa presne rovná

Niekedy sa v literatúre rozlišuje Avogadrova konštanta N A, ktorý má rozmer mol −1 a je číselne rovnaký ako bezrozmerný Avogadroovo číslo A.

Avogadrov zákon

História konštantného merania

Sám Avogadro neodhadol počet molekúl v danom objeme, no pochopil, že ide o veľmi veľkú hodnotu. Prvý pokus o zistenie počtu molekúl zaberajúcich daný objem sa uskutočnil v r Jozef Loschmidt. Z Loschmidtových výpočtov vyplynulo, že pre vzduch je počet molekúl na jednotku objemu 1,81⋅10 18 cm −3, čo je približne 15-krát menej ako skutočná hodnota. O osem rokov neskôr dal Maxwell oveľa bližší odhad „asi 19 miliónov miliónov miliónov“ molekúl na kubický centimeter, čiže 1,9⋅10 19 cm −3. Podľa jeho odhadu bolo číslo Avogadro približne 10 22 (\displaystyle 10^(22)).

V skutočnosti obsahuje 1 cm³ ideálneho plynu za normálnych podmienok 2,68675⋅10 19 molekúl. Táto veličina sa nazývala Loschmidtovo číslo (alebo konštanta). Odvtedy sa vyvinulo veľké množstvo nezávislých metód na určenie Avogadrovho čísla. Vynikajúca zhoda medzi získanými hodnotami poskytuje silný dôkaz o skutočnom počte molekúl.

Moderné odhady

Hodnota Avogadroho čísla, oficiálne prijatá v roku 2010, bola meraná pomocou dvoch guľôčok vyrobených z kremíka-28. Guľôčky boli získané v Leibnizovom inštitúte pre kryštalografiu a vyleštené v Austrálskom centre pre presnú optiku tak hladko, že výška výstupkov na ich povrchu nepresahovala 98 nm. Na ich výrobu bol použitý kremík vysokej čistoty, izolovaný v Nižnom Novgorode z fluoridu kremičitého, vysoko obohateného o kremík-28, získaného v Central Mechanical Engineering Design Bureau v Petrohrade.

S takýmito prakticky ideálnymi objektmi je možné s vysokou presnosťou vypočítať počet atómov kremíka v guli a tým určiť Avogadrove číslo. Podľa získaných výsledkov sa rovná 6,02214084(18) 10 23 mol −1 .

Vzťah medzi konštantami

pozri tiež

Komentáre

Poznámky

1. Predtým sa zobrazoval ako počet molekúl v gram-molekulu alebo atómov v gram-atóm.
2. Avogadrova konštanta// Fyzická encyklopédia / Ch. vyd. A. M. Prochorov. - M.: Sovietska encyklopédia, 1988. - T. 1. - S. 11. - 704 s. - 100 000 kópií
3. Na rozdiel od N s uvedením počtu častíc (angl. Počet častíc)
4. http://www.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf
5. , S. 22-23.
6. , S. 23.
7. O možnej budúcej revízii Medzinárodnej sústavy jednotiek, SI. Uznesenie 1 z 24. schôdze CGPM (2011).

Stal sa skutočným prielomom v teoretickej chémii a prispel k tomu, že hypotetické dohady sa zmenili na veľké objavy v oblasti chémie plynov. Predpoklady chemikov dostali presvedčivé dôkazy v podobe matematických vzorcov a jednoduchých vzťahov a výsledky experimentov teraz umožnili vyvodiť ďalekosiahle závery. Okrem toho taliansky výskumník odvodil kvantitatívnu charakteristiku počtu štruktúrnych častíc chemického prvku. Avogadrove číslo sa následne stalo jednou z najdôležitejších konštánt modernej fyziky a chémie.

Zákon objemových vzťahov

Pocta byť objaviteľom reakcií plynov patrí Gay-Lussacovi, francúzskemu vedcovi z konca 18. storočia. Tento výskumník dal svetu známy zákon, ktorým sa riadia všetky reakcie spojené s expanziou plynov. Gay-Lussac meral objemy plynov pred reakciou a objemy, ktoré boli výsledkom chemickej interakcie. V dôsledku experimentu vedec dospel k záveru známemu ako zákon jednoduchých objemových vzťahov. Jeho podstatou je, že objemy plynov pred a po sú vo vzájomnom vzťahu ako malé celé čísla.

Napríklad pri interakcii plynných látok, čo zodpovedá napríklad jednému objemu kyslíka a dvom objemom vodíka, sa získajú dva objemy parnej vody atď.

Gay-Lussacov zákon platí, ak všetky merania objemu prebiehajú pri rovnakom tlaku a teplote. Tento zákon sa ukázal ako veľmi dôležitý pre talianskeho fyzika Avogadra. Vedený ním odvodil svoju hypotézu, ktorá mala ďalekosiahle dôsledky v chémii a fyzike plynov, a vypočítal Avogadrove číslo.

Taliansky vedec

Avogadrov zákon

V roku 1811 Avogadro pochopil, že rovnaké objemy ľubovoľných plynov pri konštantných teplotách a tlakoch obsahujú rovnaký počet molekúl.

Tento zákon, neskôr pomenovaný po talianskom vedcovi, zaviedol do vedy myšlienku najmenších častíc hmoty - molekúl. Chémia bola rozdelená na empirickú vedu, ktorou bola, a kvantitatívnu vedu, ktorou sa stala. Avogadro obzvlášť zdôraznil, že atómy a molekuly nie sú to isté a že atómy sú stavebnými kameňmi všetkých molekúl.

Zákon talianskeho výskumníka mu umožnil dospieť k záveru o počte atómov v molekulách rôznych plynov. Napríklad po odvodení Avogadrovho zákona potvrdil predpoklad, že molekuly plynov ako kyslík, vodík, chlór, dusík sa skladajú z dvoch atómov. Bolo tiež možné stanoviť atómové hmotnosti a molekulové hmotnosti prvkov pozostávajúcich z rôznych atómov.

Atómové a molekulové hmotnosti

Pri výpočte atómovej hmotnosti prvku sa ako merná jednotka spočiatku brala hmotnosť vodíka ako najľahšej chemickej látky. Atómové hmotnosti mnohých chemických látok sa však počítajú ako pomer ich kyslíkových zlúčenín, to znamená, že pomer kyslíka a vodíka bol braný ako 16:1. Tento vzorec bol pre merania trochu nepohodlný, takže hmotnosť izotopu uhlíka, najbežnejšej látky na Zemi, bola braná ako štandard atómovej hmotnosti.

Princíp určovania hmotností rôznych plynných látok v molekulovom ekvivalente je založený na Avogadrovom zákone. V roku 1961 bol prijatý jednotný referenčný systém pre relatívne atómové veličiny, ktorý bol založený na konvenčnej jednotke rovnajúcej sa 1/12 hmotnosti jedného izotopu uhlíka 12 C. Skrátený názov pre jednotku atómovej hmotnosti je a.m.u. Podľa tejto stupnice je atómová hmotnosť kyslíka 15,999 amu a uhlíka 1,0079 amu. Takto vznikla nová definícia: relatívna atómová hmotnosť je hmotnosť atómu látky vyjadrená v amu.

Hmotnosť molekuly látky

Akákoľvek látka pozostáva z molekúl. Hmotnosť takejto molekuly je vyjadrená v amu; táto hodnota sa rovná súčtu všetkých atómov, ktoré tvoria jej zloženie. Napríklad molekula vodíka má hmotnosť 2,0158 amu, teda 1,0079 x 2, a molekulová hmotnosť vody sa dá vypočítať z jej chemického vzorca H20. Dva atómy vodíka a jeden atóm kyslíka spolu tvoria 18 . 0152 amu

Hodnota atómovej hmotnosti pre každú látku sa zvyčajne nazýva relatívna molekulová hmotnosť.

Donedávna sa namiesto pojmu „atómová hmotnosť“ používal výraz „atómová hmotnosť“. V súčasnosti sa nepoužíva, ale stále sa nachádza v starých učebniciach a vedeckých prácach.

Jednotka množstva látky

Spolu s jednotkami objemu a hmotnosti chémia používa špeciálnu mieru množstva látky nazývanej mol. Táto jednotka ukazuje množstvo látky, ktorá obsahuje toľko molekúl, atómov a iných štruktúrnych častíc, koľko je obsiahnutých v 12 g izotopu uhlíka 12 C. Pri praktickej aplikácii molu látky treba brať do úvahy, ktoré častice sa rozumejú prvky - ióny, atómy alebo molekuly. Napríklad móly iónov H+ a móly molekúl H2 sú úplne odlišné miery.

V súčasnosti sa množstvo látky na mól látky meria s veľkou presnosťou.

Praktické výpočty ukazujú, že počet štruktúrnych jednotiek v krtkovi je 6,02 x 1023. Táto konštanta sa nazýva Avogadrove číslo. Táto chemická veličina, pomenovaná po talianskom vedcovi, ukazuje počet štruktúrnych jednotiek v móle akejkoľvek látky, bez ohľadu na jej vnútornú štruktúru, zloženie a pôvod.

Molárna hmota

Hmotnosť jedného mólu látky sa v chémii nazýva „molárna hmotnosť“; táto jednotka sa vyjadruje ako pomer g/mol. Pomocou hodnoty molárnej hmotnosti v praxi môžeme vidieť, že molárna hmotnosť vodíka je 2,02158 g/mol, kyslíka 1,0079 g/mol atď.

Dôsledky Avogadrovho zákona

Avogadrov zákon je celkom použiteľný na určenie množstva látky pri výpočte objemu plynu. Rovnaký počet molekúl akejkoľvek plynnej látky zaberá za konštantných podmienok rovnaký objem. Na druhej strane 1 mol akejkoľvek látky obsahuje konštantný počet molekúl. Záver sa naznačuje: pri konštantnej teplote a tlaku jeden mól plynnej látky zaberá konštantný objem a obsahuje rovnaký počet molekúl. Avogadroovo číslo hovorí, že 1 mol plynu obsahuje 6,02 x 1023 molekúl.

Výpočet objemu plynu pre normálne podmienky

Normálne podmienky v chémii sú atmosférický tlak 760 mm Hg. čl. a teplote 0 o C. Pri týchto parametroch sa experimentálne zistilo, že hmotnosť jedného litra kyslíka je 1,43 kg. Preto je objem jedného mólu kyslíka 22,4 litra. Pri výpočte objemu akéhokoľvek plynu výsledky ukázali rovnakú hodnotu. Avogadrova konštanta teda urobila ďalší záver, pokiaľ ide o objemy rôznych plynných látok: za normálnych podmienok jeden mól akéhokoľvek plynného prvku zaberá 22,4 litra. Táto konštantná hodnota sa nazýva molárny objem plynu.

Zo školského kurzu chémie vieme, že ak vezmeme jeden mol akejkoľvek látky, potom bude obsahovať 6,02214084(18).10^23 atómov alebo iných štruktúrnych prvkov (molekuly, ióny atď.). Pre pohodlie je číslo Avogadro zvyčajne napísané v tomto tvare: 6.02. 10^23.

Prečo sa však Avogadrova konštanta (v ukrajinčine „stal Avogadro“) rovná práve tejto hodnote? V učebniciach na túto otázku nie je žiadna odpoveď a historici chémie ponúkajú rôzne verzie. Zdá sa, že Avogadrove číslo má nejaký tajný význam. Koniec koncov, existujú magické čísla, medzi ktoré patrí pí, Fibonacciho čísla, sedem (na východe osem), 13 atď. Budeme bojovať proti informačnému vákuu. Nebudeme sa baviť o tom, kto je Amedeo Avogadro a prečo na počesť tohto vedca bola okrem zákona, ktorý sformuloval, pomenovaná aj nájdená konštanta. O tom už bolo napísaných veľa článkov.

Aby som bol presný, nebol som zapojený do počítania molekúl alebo atómov v žiadnom konkrétnom objeme. Prvý, kto sa snažil zistiť, koľko molekúl plynu

obsiahnutý v danom objeme pri rovnakom tlaku a teplote, bol Joseph Loschmidt, a to bolo v roku 1865. Výsledkom svojich experimentov Loschmidt dospel k záveru, že v jednom kubickom centimetri akéhokoľvek plynu je za normálnych podmienok 2,68675. 10^19 molekúl.

Následne boli vynájdené nezávislé metódy, ako Avogadrove číslo určiť, a keďže sa výsledky väčšinou zhodovali, opäť to hovorilo v prospech skutočnej existencie molekúl. V súčasnosti počet metód prekročil 60, ale v posledných rokoch sa vedci snažia ďalej zlepšovať presnosť odhadu, aby zaviedli novú definíciu pojmu „kilogram“. Doteraz sa kilogram porovnával s vybraným materiálovým štandardom bez akejkoľvek zásadnej definície.

Vráťme sa však k našej otázke – prečo sa táto konštanta rovná 6,022. 10^23?

V chémii sa v roku 1973 pre pohodlie pri výpočtoch navrhlo zaviesť taký pojem ako „množstvo látky“. Základnou jednotkou na meranie množstva sa stal krtek. Podľa odporúčaní IUPAC je množstvo akejkoľvek látky úmerné počtu jej špecifických elementárnych častíc. Koeficient proporcionality nezávisí od typu látky a Avogadrove číslo je jeho recipročné.

Pre názornosť si uveďme príklad. Ako je známe z definície jednotky atómovej hmotnosti, 1 a.u.m. zodpovedá jednej dvanástine hmotnosti jedného atómu uhlíka 12C a je 1,66053878,10^(-24) gramov. Ak vynásobíte 1 amu. Avogadrovou konštantou dostaneme 1 000 g/mol. Teraz si vezmime nejaké, povedzme, berýlium. Hmotnosť jedného atómu berýlia je podľa tabuľky 9,01 amu. Vypočítajme, čomu sa rovná jeden mol atómov tohto prvku:

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

Ukazuje sa teda, že číselne sa zhoduje s atómovou.

Avogadrova konštanta bola špeciálne zvolená tak, aby molárna hmotnosť zodpovedala atómovej alebo bezrozmernej veličine - relatívnej molekulovej. Dá sa povedať, že Avogadrove číslo vďačí za svoj vzhľad na jednej strane atómovej jednotke hmotnosti a na druhej strane všeobecne akceptovaná jednotka na porovnanie hmotnosti - gram.