En fysisk mengde lik antall strukturelle elementer (som er molekyler, atomer osv.) per mol av et stoff kalles Avogadros tall. Dens offisielt aksepterte verdi i dag er NA = 6,02214084(18)×1023 mol−1, den ble godkjent i 2010. I 2011 ble resultatene av nye studier publisert; de anses som mer nøyaktige, men er ikke offisielt godkjent for øyeblikket.
Avogadros lov er av stor betydning i utviklingen av kjemi; den gjorde det mulig å beregne vekten av kropper som kan endre tilstand, bli gassformige eller dampformige. Det var på grunnlag av Avogadros lov at den atom-molekylære teorien, som følger av den kinetiske teorien om gasser, begynte sin utvikling.
Ved å bruke Avogadros lov er det dessuten utviklet en metode for å oppnå molekylvekten til oppløste stoffer. For dette formålet ble lovene for ideelle gasser utvidet til fortynnede løsninger, og tok utgangspunkt i ideen om at det oppløste stoffet vil bli fordelt gjennom volumet av løsemidlet, akkurat som en gass fordeles i et kar. Avogadros lov gjorde det også mulig å bestemme de sanne atommassene til en rekke kjemiske elementer.
Praktisk bruk av Avogadros nummer
Konstanten brukes i beregningen av kjemiske formler og i prosessen med å tegne likninger for kjemiske reaksjoner. Det brukes til å bestemme de relative molekylmassene til gasser og antall molekyler i en mol av ethvert stoff.
Den universelle gasskonstanten beregnes gjennom Avogadros tall; den oppnås ved å multiplisere denne konstanten med Boltzmanns konstant. I tillegg, ved å multiplisere Avogadros tall og den elementære elektriske ladningen, kan man få Faradays konstant.
Bruker konsekvensene av Avogadros lov
Den første konsekvensen av loven sier: "Én mol gass (hvilken som helst), under like forhold, vil oppta ett volum." Under normale forhold er volumet av en mol av enhver gass lik 22,4 liter (denne verdien kalles molarvolumet til en gass), og ved å bruke Mendeleev-Clapeyron-ligningen kan du bestemme volumet til en gass til enhver tid trykk og temperatur.
Den andre konsekvensen av loven: "Den molare massen til den første gassen er lik produktet av den molare massen til den andre gassen og den relative tettheten til den første gassen til den andre." Med andre ord, under de samme forholdene, ved å vite forholdet mellom tetthetene til to gasser, kan man bestemme deres molare masse.
På tidspunktet for Avogadro var hypotesen hans teoretisk ubevisbar, men den gjorde det mulig å enkelt etablere eksperimentelt sammensetningen av gassmolekyler og bestemme deres masse. Over tid ble det gitt et teoretisk grunnlag for eksperimentene hans, og nå brukes Avogadros nummer
21. januar 2017Når du kjenner mengden av et stoff i mol og Avogadros tall, er det veldig enkelt å beregne hvor mange molekyler som er inneholdt i dette stoffet. Bare multipliser Avogadros tall med mengden stoff.
N=N A *ν
Og hvis du kommer til klinikken for å ta tester, for eksempel blodsukker, og kjenner til Avogadros nummer, kan du enkelt telle antall sukkermolekyler i blodet ditt. Vel, for eksempel, analysen viste 5 mol. La oss multiplisere dette resultatet med Avogadros tall og få 3.010.000.000.000.000.000.000.000 stykker. Når man ser på denne figuren, blir det klart hvorfor de sluttet å måle molekyler i stykker og begynte å måle dem i føflekker.
Molar masse (M).
Hvis mengden av et stoff er ukjent, kan det finnes ved å dele massen av stoffet med dets molare masse.
N=N A * m / M .
Det eneste spørsmålet som kan oppstå her er: "hva er molar masse?" Nei, dette er ikke en masse maler, som det kan virke!!! Molar masse er massen til en mol av et stoff. Alt er enkelt her, hvis en føflekk inneholder N A-partikler (dvs. lik Avogadros tall), deretter multiplisere massen til en slik partikkel m 0 ved Avogadros tall får vi molar massen.
M=m0 *NA.
Molar masse er massen til en mol av et stoff.
Og det er bra hvis det er kjent, men hva om det ikke er det? Vi må beregne massen til ett molekyl m 0 . Men dette er heller ikke noe problem. Du trenger bare å kjenne dens kjemiske formel og ha det periodiske systemet for hånden.
Relativ molekylvekt (Mr).
Hvis antallet molekyler i et stoff er veldig stort, så er massen til ett molekyl m0 tvert imot veldig liten. Derfor, for å lette beregningene, introduserte vi relativ molekylmasse (Mr). Dette er forholdet mellom massen til ett molekyl eller atom av et stoff og 1/12 av massen til et karbonatom. Men ikke la dette skremme deg, for atomer er det angitt i det periodiske systemet, og for molekyler beregnes det som summen av de relative molekylmassene til alle atomer som er inkludert i molekylet. Relativ molekylvekt måles i atommasseenheter (a.u.m), i form av kilo 1 amu = 1,67 10 -27 kg. Når vi vet dette, kan vi enkelt bestemme massen til ett molekyl ved å multiplisere den relative molekylmassen med 1,67 10 -27.
m 0 = Mr *1,67*10-27.
Relativ molekylvekt- forholdet mellom massen til ett molekyl eller atom av et stoff og 1/12 av massen til et karbonatom.
Forholdet mellom molar og molekylær masse.
La oss huske formelen for å finne den molare massen:
M=m0 *NA.
Fordi m 0 = M r * 1,67 10 -27, vi kan uttrykke molar masse som:
M=M r *N A *1,67 10 -27.
Nå hvis vi multipliserer Avogadros tall N A med 1,67 10 -27, får vi 10 -3, det vil si for å finne ut den molare massen til et stoff, er det nok bare å multiplisere dens molekylmasse med 10 -3.
M=M r *10 -3
Men ikke skynd deg å gjøre alt dette ved å beregne antall molekyler. Hvis vi kjenner massen til et stoff m, og dividerer det med massen til molekylet m 0, får vi antall molekyler i dette stoffet.
N=m/m 0
Selvfølgelig er det en utakknemlig oppgave å telle molekyler, ikke bare er de små, de beveger seg også hele tiden. Bare i tilfelle du går deg vill, må du telle på nytt. Men i vitenskapen, som i hæren, er det et slikt ord "må", og derfor ble til og med atomer og molekyler talt ...
Han ble et virkelig gjennombrudd innen teoretisk kjemi og bidro til at hypotetiske gjetninger ble til store funn innen gasskjemi. Kjemikernes antakelser fikk overbevisende bevis i form av matematiske formler og enkle sammenhenger, og resultatene av eksperimenter gjorde det nå mulig å trekke vidtrekkende konklusjoner. I tillegg utledet den italienske forskeren en kvantitativ karakteristikk av antall strukturelle partikler av et kjemisk element. Avogadros tall ble deretter en av de viktigste konstantene i moderne fysikk og kjemi.
Loven om volumetriske relasjoner
Æren å være oppdageren av gassreaksjoner tilhører Gay-Lussac, en fransk vitenskapsmann på slutten av 1700-tallet. Denne forskeren ga verden en velkjent lov som styrer alle reaksjoner knyttet til utvidelse av gasser. Gay-Lussac målte volumene av gasser før reaksjonen og volumene som ble resultatet av den kjemiske interaksjonen. Som et resultat av eksperimentet kom forskeren til en konklusjon kjent som loven om enkle volumetriske relasjoner. Dens essens er at volumene av gasser før og etter er relatert til hverandre som små hele tall.
For eksempel, når gassformige stoffer interagerer, tilsvarende for eksempel ett volum oksygen og to volumer hydrogen, oppnås to volumer dampholdig vann, og så videre.
Gay-Lussacs lov er gyldig hvis alle volummålinger skjer ved samme trykk og temperatur. Denne loven viste seg å være svært viktig for den italienske fysikeren Avogadro. Veiledet av ham utledet han hypotesen sin, som hadde vidtrekkende konsekvenser i kjemien og fysikken til gasser, og beregnet Avogadros tall.
italiensk vitenskapsmann
Avogadros lov
I 1811 kom Avogadro til forståelsen av at like volumer av vilkårlige gasser ved konstante temperaturer og trykk inneholder samme antall molekyler.
Denne loven, senere oppkalt etter den italienske forskeren, introduserte i vitenskapen ideen om de minste materiepartiklene - molekyler. Kjemi ble delt inn i den empiriske vitenskapen den var og den kvantitative vitenskapen den ble. Avogadro la spesielt vekt på at atomer og molekyler ikke er det samme, og at atomer er byggesteinene til alle molekyler.
Loven til den italienske forskeren tillot ham å komme til konklusjonen om antall atomer i molekylene til forskjellige gasser. For eksempel, etter å ha utledet Avogadros lov, bekreftet han antakelsen om at molekylene av gasser som oksygen, hydrogen, klor, nitrogen består av to atomer. Det ble også mulig å fastslå atommassene og molekylmassene til grunnstoffer som består av forskjellige atomer.
Atom- og molekylmasser
Ved beregning av atomvekten til et grunnstoff ble massen av hydrogen, som det letteste kjemiske stoffet, opprinnelig tatt som måleenhet. Men atommassene til mange kjemiske stoffer beregnes som forholdet mellom oksygenforbindelsene deres, det vil si at forholdet mellom oksygen og hydrogen ble tatt som 16:1. Denne formelen var noe upraktisk for målinger, så massen til isotopen av karbon, det vanligste stoffet på jorden, ble tatt som standard for atommasse.
Prinsippet om å bestemme massene til forskjellige gassformige stoffer i molekylær ekvivalent er basert på Avogadros lov. I 1961 ble det vedtatt et enhetlig referansesystem for relative atommengder, som var basert på en konvensjonell enhet lik 1/12 av massen til én karbonisotop 12 C. Det forkortede navnet på atommasseenheten er a.m.u. I henhold til denne skalaen er atommassen til oksygen 15.999 amu, og karbon er 1.0079 amu. Slik oppsto en ny definisjon: relativ atommasse er massen til et atom av et stoff, uttrykt i amu.
Massen til et molekyl av et stoff
Ethvert stoff består av molekyler. Massen til et slikt molekyl er uttrykt i amu; denne verdien er lik summen av alle atomene som utgjør sammensetningen. For eksempel har et hydrogenmolekyl en masse på 2,0158 amu, det vil si 1,0079 x 2, og molekylmassen til vann kan beregnes ut fra dens kjemiske formel H 2 O. To hydrogenatomer og et enkelt oksygenatom utgjør 18 . 0152 amu
Atommasseverdien for hvert stoff kalles vanligvis relativ molekylmasse.
Inntil nylig, i stedet for konseptet "atommasse", ble uttrykket "atomvekt" brukt. Den brukes foreløpig ikke, men finnes fortsatt i gamle lærebøker og vitenskapelige arbeider.
Enhet for mengde stoff
Sammen med volum- og masseenheter bruker kjemien et spesielt mål på mengden av et stoff som kalles føflekken. Denne enheten viser mengden av et stoff som inneholder like mange molekyler, atomer og andre strukturelle partikler som finnes i 12 g karbonisotop 12 C. Ved den praktiske anvendelsen av en mol av et stoff bør man ta hensyn til hvilke partikler av elementer er ment - ioner, atomer eller molekyler. For eksempel er mol H + ioner og mol H 2 molekyler helt forskjellige mål.
For tiden måles stoffmengden per mol stoff med stor nøyaktighet.
Praktiske beregninger viser at antall strukturelle enheter i en føflekk er 6,02 x 10 23. Denne konstanten kalles Avogadros tall. Oppkalt etter den italienske forskeren, viser denne kjemiske mengden antall strukturelle enheter i en mol av ethvert stoff, uavhengig av dets indre struktur, sammensetning og opprinnelse.
Molar masse
Massen til en mol av et stoff i kjemi kalles "molar masse"; denne enheten uttrykkes som forholdet g/mol. Ved å bruke molmasseverdien i praksis kan vi se at molarmassen til hydrogen er 2,02158 g/mol, oksygen er 1,0079 g/mol, og så videre.
Konsekvenser av Avogadros lov
Avogadros lov er ganske anvendelig for å bestemme mengden av et stoff når man beregner volumet av en gass. Det samme antall molekyler av et hvilket som helst gassformig stoff, under konstante forhold, opptar et like stort volum. På den annen side inneholder 1 mol av ethvert stoff et konstant antall molekyler. Konklusjonen antyder seg selv: ved konstant temperatur og trykk opptar en mol av et gassformig stoff et konstant volum og inneholder like mange molekyler. Avogadros tall sier at 1 mol gass inneholder 6,02 x 1023 molekyler.
Beregning av gassvolum for normale forhold
Normale forhold i kjemi er atmosfærisk trykk på 760 mm Hg. Kunst. og temperatur 0 o C. Med disse parameterne er det eksperimentelt fastslått at massen til en liter oksygen er 1,43 kg. Derfor er volumet av ett mol oksygen 22,4 liter. Ved beregning av volumet av en eventuell gass, viste resultatene samme verdi. Dermed kom Avogadros konstant til en annen konklusjon angående volumene av forskjellige gassformige stoffer: under normale forhold opptar en mol av ethvert gassformig element 22,4 liter. Denne konstante verdien kalles det molare volumet til gassen.
Avogadros lov ble formulert av den italienske kjemikeren Amadeo Avogadro i 1811 og var av stor betydning for utviklingen av kjemien på den tiden. Selv i dag har det imidlertid ikke mistet sin relevans og betydning. La oss prøve å formulere Avogadros lov, det vil høres omtrent slik ut.
Formulering av Avogadros lov
Så Avogadros lov sier at ved de samme temperaturene og i like volumer av gasser vil det samme antall molekyler være inneholdt, uavhengig av både deres kjemiske natur og fysiske egenskaper. Dette tallet er en viss fysisk konstant lik antall molekyler og ioner i en mol.
Opprinnelig var Avogadros lov bare en forskerhypotese, men senere ble denne hypotesen bekreftet av et stort antall eksperimenter, hvoretter den kom inn i vitenskapen under navnet "Avogadros lov", som var bestemt til å bli den grunnleggende loven for ideelle gasser.
Avogadros lovformel
Oppdageren av loven selv mente at den fysiske konstanten var en stor mengde, men han visste ikke hvilken. Etter hans død, i løpet av en rekke eksperimenter, ble det nøyaktige antallet atomer inneholdt i 12 g karbon (nøyaktig 12 g er atommasseenheten for karbon) eller i et molarvolum gass lik 22,41 liter fastslått. Denne konstanten ble kalt "Avogadros nummer" til ære for forskeren; den er betegnet som NA, sjeldnere L, og den er lik 6.022 * 10 23. Med andre ord vil antallet molekyler av enhver gass i et volum på 22,41 liter være det samme for både lette og tunge gasser.
Den matematiske formelen til Avogadros lov kan skrives som følger:
Hvor V er volumet av gass; n er mengden av et stoff, som er forholdet mellom massen av stoffet og dets molare masse; VM er konstanten for proporsjonalitet eller molar volum.
Anvendelse av Avogadros lov
Ytterligere praktisk anvendelse av Avogadros lov hjalp kjemikere til å bestemme de kjemiske formlene til mange forbindelser.
Avogadros lov i kjemi hjelper til med å beregne volum, molar masse, mengde gassformig substans og relativ tetthet av gassen. Hypotesen ble formulert av Amedeo Avogadro i 1811 og ble senere bekreftet eksperimentelt.
Lov
Joseph Gay-Lussac var den første som studerte gassreaksjoner i 1808. Han formulerte lovene for termisk ekspansjon av gasser og volumetriske forhold, og oppnådde et krystallinsk stoff - NH 4 Cl (ammoniumklorid) fra hydrogenklorid og ammoniakk (to gasser). Det viste seg at for å lage det er det nødvendig å ta de samme volumene av gasser. Dessuten, hvis en gass var i overkant, forble den "ekstra" delen ubrukt etter reaksjonen.
Litt senere formulerte Avogadro konklusjonen at ved samme temperaturer og trykk inneholder like volumer av gasser like mange molekyler. Dessuten kan gasser ha forskjellige kjemiske og fysiske egenskaper.
Ris. 1. Amedeo Avogadro.
Avogadros lov har to konsekvenser:
- først - ett mol gass, under like forhold, opptar samme volum;
- sekund - forholdet mellom massene av like volum av to gasser er lik forholdet mellom deres molare masse og uttrykker den relative tettheten til en gass i forhold til den andre (angitt med D).
Normale forhold (n.s.) anses å være trykk P=101,3 kPa (1 atm) og temperatur T=273 K (0°C). Under normale forhold er det molare volumet av gasser (volumet av et stoff delt på dets mengde) 22,4 l/mol, dvs. 1 mol gass (6,02 ∙ 10 23 molekyler - Avogadros konstante tall) opptar et volum på 22,4 liter. Molar volum (V m) er en konstant verdi.
Ris. 2. Normale forhold.
Problemløsning
Hovedbetydningen av loven er evnen til å utføre kjemiske beregninger. Basert på den første konsekvensen av loven, kan vi beregne mengden av et gassformig stoff gjennom volum ved å bruke formelen:
hvor V er volumet av gass, V m er molvolumet, n er mengden stoff målt i mol.
Den andre konklusjonen fra Avogadros lov gjelder beregningen av den relative gasstettheten (ρ). Tetthet beregnes ved hjelp av formelen m/V. Hvis vi vurderer 1 mol gass, vil tetthetsformelen se slik ut:
ρ (gass) = M/V m,
hvor M er massen til en mol, dvs. molar masse.
For å beregne tettheten til en gass fra en annen gass, er det nødvendig å kjenne tettheten til gassene. Den generelle formelen for den relative tettheten til en gass er som følger:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
hvor ρ(x) er tettheten til en gass, ρ(y) er tettheten til den andre gassen.
Hvis du erstatter beregningen av tetthet i formelen, får du:
D (y) x = M(x)/Vm/M(y)/Vm.
Molarvolumet reduseres og forblir
D (y) x = M(x) / M(y).
La oss vurdere den praktiske anvendelsen av loven ved å bruke eksemplet på to oppgaver:
- Hvor mange liter CO 2 vil man få fra 6 mol MgCO 3 under dekomponering av MgCO 3 til magnesiumoksid og karbondioksid (n.s.)?
- Hva er den relative tettheten av CO 2 i hydrogen og luft?
La oss løse det første problemet først.
n(MgCO 3) = 6 mol
MgCO 3 = MgO + CO 2
Mengden magnesiumkarbonat og karbondioksid er den samme (ett molekyl hver), så n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Fra formelen n = V/V m kan du beregne volumet:
V = nV m, dvs. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Svar: V(CO 2) = 134,4 l
Løsning på det andre problemet:
- D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (luft) CO 2 = M(CO 2) / M (luft) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Ris. 3. Formler for mengde stoff etter volum og relativ tetthet.
Formlene i Avogadros lov fungerer bare for gassformige stoffer. De gjelder ikke for væsker og faste stoffer.
Hva har vi lært?
I følge lovens formulering inneholder like volumer av gasser under samme forhold like mange molekyler. Under normale forhold (n.s.) er verdien av molvolumet konstant, dvs. V m for gasser er alltid lik 22,4 l/mol. Det følger av loven at det samme antall molekyler av forskjellige gasser under normale forhold opptar samme volum, så vel som den relative tettheten til en gass sammenlignet med en annen - forholdet mellom molmassen til en gass og molmassen til gassen. andre gass.
Test om emnet
Evaluering av rapporten
Gjennomsnittlig rangering: 4. Totalt mottatte vurderinger: 91.