Fizička veličina jednaka broju strukturnih elemenata (koji su molekule, atomi, itd.) po molu supstance naziva se Avogadrov broj. Njegova danas službeno prihvaćena vrijednost je NA = 6,02214084(18)×1023 mol−1, odobrena je 2010. godine. U 2011. objavljeni su rezultati novih studija, oni se smatraju preciznijim, ali trenutno nisu zvanično odobreni.
Avogadrov zakon je od velike važnosti u razvoju hemije, omogućio je izračunavanje težine tela koja mogu da menjaju stanje, postajući gasovita ili parna. Na osnovu Avogadrova zakona započela je svoj razvoj atomsko-molekularna teorija, koja slijedi iz kinetičke teorije plinova.
Štaviše, koristeći Avogadrov zakon, razvijena je metoda za dobivanje molekularne težine otopljenih tvari. U tu svrhu, zakoni idealnih plinova prošireni su na razrijeđene otopine, uzimajući za osnovu ideju da će otopljena supstanca biti raspoređena po volumenu rastvarača, baš kao što se plin distribuira u posudi. Takođe, Avogadrov zakon je omogućio da se odrede prave atomske mase brojnih hemijskih elemenata.
Praktična upotreba Avogadrova broja
Konstanta se koristi u proračunima hemijskih formula i u procesu sastavljanja jednačina hemijskih reakcija. Koristi se za određivanje relativne molekulske mase plinova i broja molekula u jednom molu bilo koje tvari.
Univerzalna plinska konstanta se izračunava preko Avogadrovog broja; Osim toga, množenjem Avogadrova broja i elementarnog električnog naboja, može se dobiti Faradejeva konstanta.
Koristeći posljedice Avogadrova zakona
Prvi zaključak zakona kaže: "Jedan mol gasa (bilo koji), pod jednakim uslovima, zauzima jednu zapreminu." Dakle, u normalnim uslovima, zapremina jednog mola bilo kog gasa je jednaka 22,4 litara (ova vrednost se naziva molarna zapremina gasa), a pomoću Mendelejev-Klapejronove jednačine zapremina gasa se može odrediti na bilo kojoj pritisak i temperaturu.
Drugi zaključak zakona: “Molarna masa prvog plina jednaka je proizvodu molarne mase drugog plina i relativne gustoće prvog plina prema drugom.” Drugim rečima, pod istim uslovima, znajući odnos gustina dva gasa, može se odrediti njihove molarne mase.
U vrijeme Avogadra, njegova hipoteza je bila teoretski nedokaziva, ali je omogućila da se lako eksperimentalno utvrdi sastav molekula plina i odredi njihova masa. Vremenom je stvorena teorijska osnova za njegove eksperimente, a sada se koristi Avogadrov broj
21. januara 2017Poznavajući količinu tvari u molovima i Avogadrov broj, vrlo je lako izračunati koliko se molekula nalazi u ovoj tvari. Jednostavno pomnožite Avogadrov broj sa količinom supstance.
N=N A *ν
A ako dođete u kliniku radi mjerenja, recimo, šećera u krvi, znajući Avogadrov broj, lako možete izbrojati broj molekula šećera u krvi. Pa, na primjer, analiza je pokazala 5 mol. Pomnožimo ovaj rezultat Avogadrovim brojem i dobijemo 3,010,000,000,000,000,000,000,000 komada. Gledajući ovu cifru, postaje jasno zašto su prestali mjeriti molekule u komadima i počeli ih mjeriti u molovima.
Molarna masa (M).
Ako je količina tvari nepoznata, onda se ona može naći dijeljenjem mase tvari s njenom molarnom masom.
N=N A * m / M .
Jedino pitanje koje se ovdje može postaviti je: "šta je molarna masa?" Ne, ovo nije masa slikara, kako se čini!!! Molarna masa je masa jednog mola supstance. Ovdje je sve jednostavno, ako jedan mol sadrži N A čestice (tj. jednak Avogadrovom broju), zatim množenjem mase jedne takve čestice m 0 Avogadrovim brojem dobijamo molarnu masu.
M=m 0 *N A .
Molarna masa je masa jednog mola supstance.
I dobro je ako se zna, ali šta ako nije? Morat ćemo izračunati masu jednog molekula m 0 . Ali ni to nije problem. Potrebno je samo znati njegovu hemijsku formulu i imati pri ruci periodni sistem.
Relativna molekulska težina (Mr).
Ako je broj molekula u tvari vrlo velik, tada je masa jednog molekula m0, naprotiv, vrlo mala. Stoga smo, radi lakšeg izračunavanja, uveli relativna molekulska masa (Mr). Ovo je omjer mase jednog molekula ili atoma tvari i 1/12 mase atoma ugljika. Ali ne dozvolite da vas ovo uplaši, za atome je to naznačeno u periodnom sistemu, a za molekule se izračunava kao zbir relativnih molekulskih masa svih atoma uključenih u molekulu. Relativna molekulska težina se mjeri u jedinice atomske mase (a.u.m), izraženo u kilogramima 1 amu = 1,67 10 -27 kg. Znajući ovo, lako možemo odrediti masu jednog molekula množenjem relativne molekulske mase sa 1,67 10 -27.
m 0 = M r *1,67*10 -27 .
Relativna molekulska težina- omjer mase jednog molekula ili atoma tvari prema 1/12 mase atoma ugljika.
Odnos između molarne i molekulske mase.
Prisjetimo se formule za pronalaženje molarne mase:
M=m 0 *N A .
Jer m 0 = M r * 1,67 10 -27, molarnu masu možemo izraziti kao:
M=M r *N A *1,67 10 -27 .
Sada ako pomnožimo Avogadrov broj N A sa 1,67 10 -27, dobićemo 10 -3, odnosno da bismo saznali molarnu masu supstance, dovoljno je samo pomnožiti njenu molekulsku masu sa 10 -3.
M=M r *10 -3
Ali nemojte žuriti da sve ovo radite izračunavanjem broja molekula. Ako znamo masu supstance m, onda kada je podelimo sa masom molekula m 0, dobijamo broj molekula u ovoj supstanci.
N=m / m 0
Naravno, nezahvalan je zadatak brojati molekule, ne samo da su male, već se i stalno kreću. Za slučaj da se izgubite, moraćete ponovo da brojite. Ali u nauci, kao i u vojsci, postoji takva riječ "mora", pa su se stoga računali čak i atomi i molekuli...
Postao je pravi proboj u teorijskoj hemiji i doprinio tome da se hipotetička nagađanja pretvore u velika otkrića u području kemije plina. Pretpostavke hemičara dobile su uvjerljive dokaze u obliku matematičkih formula i jednostavnih odnosa, a rezultati eksperimenata sada su omogućili da se izvuku dalekosežni zaključci. Pored toga, italijanski istraživač je izveo kvantitativnu karakteristiku broja strukturnih čestica hemijskog elementa. Avogadrov broj je kasnije postao jedna od najvažnijih konstanti u modernoj fizici i hemiji.
Zakon volumetrijskih odnosa
Čast da bude otkrivač gasnih reakcija pripada Gay-Lusacu, francuskom naučniku s kraja 18. veka. Ovaj istraživač je svijetu dao dobro poznati zakon koji upravlja svim reakcijama povezanim s širenjem plinova. Gay-Lussac je mjerio zapremine gasova pre reakcije i zapremine nastale kao rezultat hemijske interakcije. Kao rezultat eksperimenta, naučnik je došao do zaključka poznatog kao zakon jednostavnih volumetrijskih odnosa. Njegova suština je da su zapremine gasova pre i posle međusobno povezane kao mali celi brojevi.
Na primjer, kada plinovite tvari stupe u interakciju, što odgovara, na primjer, jednoj zapremini kiseonika i dve zapremine vodonika, dobijaju se dve zapremine pare vode, itd.
Gay-Lussacov zakon vrijedi ako se sva mjerenja zapremine odvijaju pri istom pritisku i temperaturi. Ovaj zakon se pokazao veoma važnim za italijanskog fizičara Avogadra. Vođen njime, izveo je svoju hipotezu, koja je imala dalekosežne posledice u hemiji i fizici gasova, i izračunao Avogadrov broj.
Italijanski naučnik
Avogadrov zakon
Avogadro je 1811. došao do shvaćanja da jednake količine proizvoljnih plinova pri konstantnim temperaturama i pritiscima sadrže isti broj molekula.
Ovaj zakon, kasnije nazvan po italijanskom naučniku, uveo je u nauku ideju o najmanjim česticama materije - molekulima. Hemija je bila podijeljena na empirijsku nauku kakva je bila i kvantitativnu nauku kakva je postala. Avogadro je posebno naglasio da atomi i molekuli nisu ista stvar, te da su atomi građevni blokovi svih molekula.
Zakon italijanskog istraživača omogućio mu je da dođe do zaključka o broju atoma u molekulima različitih plinova. Na primjer, nakon što je izveo Avogadrov zakon, potvrdio je pretpostavku da se molekule plinova kao što su kisik, vodik, hlor, dušik sastoje od dva atoma. Također je postalo moguće utvrditi atomske mase i molekularne mase elemenata koji se sastoje od različitih atoma.
Atomske i molekularne mase
Prilikom izračunavanja atomske težine elementa, masa vodonika, kao najlakše hemijske supstance, u početku je uzeta kao jedinica mere. Ali atomske mase mnogih hemijskih supstanci izračunate su kao odnos njihovih jedinjenja kiseonika, odnosno odnos kiseonika i vodonika uzet je kao 16:1. Ova formula je bila pomalo nezgodna za mjerenja, pa je za standard atomske mase uzeta masa izotopa ugljika, najzastupljenije tvari na Zemlji.
Princip određivanja masa različitih gasovitih supstanci u molekularnom ekvivalentu zasniva se na Avogadrovom zakonu. Godine 1961. usvojen je jedinstveni referentni sistem za relativne atomske veličine, koji se zasnivao na konvencionalnoj jedinici jednakoj 1/12 mase jednog izotopa ugljika 12 C. Skraćeni naziv za jedinicu atomske mase je a.m.u. Prema ovoj skali, atomska masa kiseonika je 15.999 amu, a ugljenika 1.0079 amu. Tako je nastala nova definicija: relativna atomska masa je masa atoma supstance, izražena u amu.
Masa molekula supstance
Svaka tvar se sastoji od molekula. Masa takve molekule je izražena u amu. Ova vrijednost je jednaka zbroju svih atoma koji čine njegov sastav. Na primjer, molekul vodonika ima masu od 2,0158 amu, odnosno 1,0079 x 2, a molekulska masa vode može se izračunati iz njene kemijske formule H 2 O. Dva atoma vodika i jedan atom kisika zajedno daju 18 . 0152 amu
Vrijednost atomske mase za svaku supstancu obično se naziva relativnom molekulskom masom.
Donedavno se umjesto koncepta “atomske mase” koristio izraz “atomska težina”. Trenutno se ne koristi, ali se još uvijek nalazi u starim udžbenicima i naučnim radovima.
Jedinica količine supstance
Zajedno sa jedinicama zapremine i mase, hemija koristi posebnu meru količine supstance koja se zove mol. Ova jedinica pokazuje količinu tvari koja sadrži onoliko molekula, atoma i drugih strukturnih čestica koliko ih sadrži 12 g ugljičnog izotopa 12 C. U praktičnoj primjeni mola tvari treba voditi računa o tome koje čestice podrazumijevaju se elementi - joni, atomi ili molekuli. Na primjer, molovi H+ jona i molovi molekula H2 su potpuno različite mjere.
Trenutno se količina supstance po molu supstance meri sa velikom tačnošću.
Praktični proračuni pokazuju da je broj strukturnih jedinica u molu 6,02 x 10 23. Ova konstanta se zove Avogadrov broj. Nazvana po italijanskom naučniku, ova hemijska veličina pokazuje broj strukturnih jedinica u molu bilo koje supstance, bez obzira na njenu unutrašnju strukturu, sastav i poreklo.
Molarna masa
Masa jednog mola supstance u hemiji se naziva "molarna masa" ova jedinica se izražava kao omjer g/mol. Koristeći vrijednost molarne mase u praksi, možemo vidjeti da je molarna masa vodonika 2,02158 g/mol, kisika 1,0079 g/mol, itd.
Posljedice Avogadrova zakona
Avogadrov zakon je prilično primjenjiv za određivanje količine tvari pri izračunavanju volumena plina. Isti broj molekula bilo koje gasovite supstance, pod stalnim uslovima, zauzima jednaku zapreminu. S druge strane, 1 mol bilo koje supstance sadrži konstantan broj molekula. Zaključak se nameće sam od sebe: pri konstantnoj temperaturi i pritisku, jedan mol gasovite supstance zauzima konstantan volumen i sadrži jednak broj molekula. Avogadrov broj kaže da 1 mol gasa sadrži 6,02 x 1023 molekula.
Proračun zapremine gasa za normalne uslove
Normalni uslovi u hemiji su atmosferski pritisak od 760 mm Hg. Art. i temperatura 0 o C. Sa ovim parametrima eksperimentalno je utvrđeno da je masa jednog litra kiseonika 1,43 kg. Dakle, zapremina jednog mola kiseonika je 22,4 litara. Prilikom izračunavanja zapremine bilo kog gasa, rezultati su pokazali istu vrednost. Tako je Avogadrova konstanta donijela još jedan zaključak u vezi sa zapreminama raznih plinovitih tvari: u normalnim uvjetima, jedan mol bilo kojeg plinovitog elementa zauzima 22,4 litre. Ova konstantna vrijednost naziva se molarni volumen plina.
Avogadrov zakon je formulisao italijanski hemičar Amadeo Avogadro 1811. godine i bio je od velikog značaja za razvoj hemije u to vreme. Međutim, ni danas nije izgubio na svojoj aktuelnosti i značaju. Pokušajmo formulirati Avogadrov zakon, zvučaće otprilike ovako.
Formulacija Avogadrova zakona
Dakle, Avogadrov zakon kaže da će na istim temperaturama i u jednakim količinama plinova biti sadržan isti broj molekula, bez obzira na njihovu kemijsku prirodu i fizička svojstva. Ovaj broj je određena fizička konstanta jednaka broju molekula i iona sadržanih u jednom molu.
U početku je Avogadrov zakon bio samo naučna hipoteza, ali je kasnije ova hipoteza potvrđena velikim brojem eksperimenata, nakon čega je ušao u nauku pod nazivom „Avogadrov zakon“, koji je bio predodređen da postane temeljni zakon za idealne gasove.
Formula Avogadrova zakona
Sam pronalazač zakona vjerovao je da je fizička konstanta velika količina, ali nije znao koja. Nakon njegove smrti, u toku brojnih eksperimenata, utvrđen je tačan broj atoma sadržanih u 12 g ugljika (tačno 12 g je jedinica atomske mase ugljika) ili u molarnoj zapremini gasa od 22,41 litara. Ova konstanta je nazvana „Avogadrov broj“ u čast naučnika, označena je kao NA, rjeđe L, i jednaka je 6,022 * 10 23. Drugim riječima, broj molekula bilo kojeg plina u zapremini od 22,41 litara bit će isti i za lake i za teške plinove.
Matematička formula Avogadrovog zakona može se napisati na sljedeći način:
gdje je V zapremina gasa; n je količina supstance, što je odnos mase supstance i njene molarne mase; VM je konstanta proporcionalnosti ili molarne zapremine.
Primjena Avogadrova zakona
Dalja praktična primjena Avogadrovog zakona uvelike je pomogla hemičarima da odrede hemijske formule mnogih jedinjenja.
Avogadrov zakon u hemiji pomaže pri izračunavanju zapremine, molarne mase, količine gasovite supstance i relativne gustine gasa. Hipotezu je formulirao Amedeo Avogadro 1811. godine, a kasnije je eksperimentalno potvrđena.
Zakon
Joseph Gay-Lussac je bio prvi koji je proučavao gasne reakcije 1808. Formulirao je zakone toplotnog širenja gasova i volumetrijske odnose, dobijajući kristalnu supstancu - NH 4 Cl (amonijum hlorid) iz hlorovodonika i amonijaka (dva gasa). Ispostavilo se da je za njegovo stvaranje potrebno uzeti iste količine plinova. Štaviše, ako je jedan gas bio u višku, onda je "dodatni" dio ostao neiskorišten nakon reakcije.
Malo kasnije, Avogadro je formulirao zaključak da pri istoj temperaturi i pritisku jednake količine plinova sadrže isti broj molekula. Štaviše, gasovi mogu imati različita hemijska i fizička svojstva.
Rice. 1. Amedeo Avogadro.
Avogadrov zakon ima dvije posljedice:
- prvo - jedan mol gasa, pod jednakim uslovima, zauzima istu zapreminu;
- drugo - odnos masa jednakih zapremina dva gasa jednak je odnosu njihovih molarnih masa i izražava relativnu gustinu jednog gasa u odnosu na drugi (označeno sa D).
Normalnim uslovima (n.s.) smatraju se pritisak P=101,3 kPa (1 atm) i temperatura T=273 K (0°C). U normalnim uslovima molarna zapremina gasova (zapremina supstance podeljena sa njenom količinom) je 22,4 l/mol, tj. 1 mol gasa (6,02 ∙ 10 23 molekula - Avogadrov konstantni broj) zauzima zapreminu od 22,4 litara. Molarni volumen (V m) je konstantna vrijednost.
Rice. 2. Normalni uslovi.
Rješavanje problema
Glavni značaj zakona je mogućnost izvođenja hemijskih proračuna. Na osnovu prve posledice zakona, možemo izračunati količinu gasovite supstance kroz zapreminu koristeći formulu:
gdje je V zapremina plina, V m molarna zapremina, n količina tvari mjerena u molovima.
Drugi zaključak iz Avogadrovog zakona odnosi se na proračun relativne gustine gasa (ρ). Gustina se izračunava pomoću formule m/V. Ako uzmemo u obzir 1 mol plina, formula gustine će izgledati ovako:
ρ (gas) = M/V m,
gdje je M masa jednog mola, tj. molarna masa.
Da bi se izračunala gustina jednog gasa iz drugog gasa, potrebno je znati gustine gasova. Opća formula za relativnu gustinu gasa je sljedeća:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
gde je ρ(x) gustina jednog gasa, ρ(y) je gustina drugog gasa.
Ako zamenite proračun gustine u formulu, dobijate:
D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .
Molarni volumen se smanjuje i ostaje
D (y) x = M(x) / M(y).
Razmotrimo praktičnu primjenu zakona na primjeru dva zadatka:
- Koliko litara CO 2 će se dobiti iz 6 mola MgCO 3 tokom razgradnje MgCO 3 na magnezijum oksid i ugljen dioksid (n.s.)?
- Kolika je relativna gustina CO 2 u vodoniku i u vazduhu?
Prvo riješimo prvi problem.
n(MgCO 3) = 6 mol
MgCO 3 = MgO+CO 2
Količina magnezijum karbonata i ugljen-dioksida je ista (po jedan molekul), pa je n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Iz formule n = V/V m možete izračunati zapreminu:
V = nV m, tj. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Odgovor: V(CO 2) = 134,4 l
Rješenje drugog problema:
- D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (vazduh) CO 2 = M(CO 2) / M (vazduh) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Rice. 3. Formule za količinu supstance po zapremini i relativnu gustinu.
Formule Avogadrova zakona rade samo za gasovite supstance. Ne odnose se na tečnosti ili čvrste materije.
Šta smo naučili?
Prema formulaciji zakona, jednake zapremine gasova pod istim uslovima sadrže isti broj molekula. U normalnim uslovima (n.s.), vrijednost molarne zapremine je konstantna, tj. V m za gasove je uvek jednak 22,4 l/mol. Iz zakona proizilazi da isti broj molekula različitih gasova u normalnim uslovima zauzima isti volumen, kao i relativna gustina jednog gasa prema drugom - odnos molarne mase jednog gasa i molarne mase drugog gasa. gas.
Testirajte na temu
Evaluacija izvještaja
Prosječna ocjena: 4. Ukupno primljenih ocjena: 91.