Закон авогадро — справочник студента

История открытия

Член французской научной Академии физик Гей-Люссак вместе с немецким ученым А. Гумбольдтом изложил закономерность порционных взаимодействий, которая выражает отношение между микрообъемами газов в виде простого числа.

Например, 2 + 1 части водорода дают в смеси 2 части водяного пара, а 1 ед. хлора при соединении с 1 ед. водорода образует 2 объема хлорного водорода.

Такая закономерность в то время давала мало пользы, так как не было общего понятия о молекулах, атомах, корпускулах и других частицах газов.

Авогадро проанализировал множество опытов и выяснил, что закон отношений объемов помогает понять устройство любых молекул. Первое суждение состояло в том, что количество частиц любого эфира всегда одно и то же в одинаковом объеме, а сами молекулы состоят из более мелких атомов. Затем ученый конкретизировал предположение и сформулировал его в форме теории с его именем.

Полученные знания означали, что при измерении плотности газа можно вычислить относительный вес молекул. Отсюда вытекает формулировка закона Авогадро.

Если в одинаковом объеме водорода и кислорода присутствует равная численность молекул, то отношение физических величин этих газов тождественно отношению масс составляющих частиц.

Ученый отмечал, что молекула необязательно состоит из одного атома, а может иметь в конструкции несколько простейших элементов.

В то время гипотезу трудно было подтвердить в теории, но предположение давало возможность практически определять состав молекул и высчитывать их относительный вес. Для этого делался анализ на основе нескольких похожих экспериментов.

Например, тождественные части хлора и водорода дают удвоенный объем хлористого водорода, значит, молекула водорода не может быть одноатомной.

Путаница возникала из-за того, что в те времена не были разработаны простые формулы химических реакций. Теорию Авогадро отвергал знаменитый шведский ученый-химик Я. Берцелиус предположением, что во всех атомах присутствует электрический потенциал, а молекулы, в зависимости от направления заряда, притягиваются или отталкиваются.

Возрождение гипотезы

Подтвердил закон Авогадро молодой химик из Италии С. Канниццаро только после 1850 года. Он строил теорию газообразных частиц на основе правильных удвоенных обозначений (O2, H2), при этом теория Авогадро совпадала с результатами опытов. Он отмечал, что закон Авогадро является самым логическим исходом для объяснения идей атомного и молекулярного строения.

Вначале практические результаты не согласовались с теорией Авогадро и Ампера, знания на некоторое время были забыты.

Но дальнейшие химические эксперименты и логические выводы привели ученых к аналогичной теории, причем этому способствовала спонтанная научная эволюция.

Доказательство теории Авогадро было получено после неосознанного кружения ученых вокруг цели и медленного к ней продвижения.

Постоянное число находилось разными способами. Голубой цвет неба зависит от того, что лучи света рассеиваются в воздухе. Интенсивность распыления зависит от количества элементарных структурных частиц воздуха, заключенного в единице объема. Для определения константы использовалось отношение яркости прямых лучей и тех, что рассеяны в воздухе.

Впервые такие исследования провел итальянский математик Квинтино Селлой на гребне горы Монте-Роза в южной части Швейцарии. Расчеты подтвердили общее положение, что в моле любой материи содержится около 6.1023 элементарных частиц.

Второй метод показал французский деятель науки Жан Батист Перрен. Ученый под микроскопом считал количество взвешенных в жидкости (воде) мельчайших в диаметре приблизительно 1 мм горошин гуммигута. Это вещество, похожее на каучук, выделяется из нектара определенных деревьев в тропиках. Ученый полагал, что к этим элементам применяются аналогичные законы, как для молекул газового класса.

Легко определялась общая молярная масса всех шариков, она рассчитывалась умножением веса одного элемента на количество гранул. Массу горошины можно было измерить, в отличие от настоявшей молекулы вещества. Значение константы у Перрена получилось аналогичное предыдущему варианту и составляло 6,8.1023.

Закон и следствие

После принятия ученым миром теории Авогадро экспериментаторы получили реальную возможность не только верно определять структуру частиц, но и высчитывать молекулярную и атомную массу.

Важным являлся сам закон Авогадро и следствия из него. Знания давали возможность спроектировать соотношение активных компонентов при химическом взаимодействии.

После взвешивания вещества в граммах ученые могли оперировать с составными частицами.

Количество материала, равное показателю молекулярной массы и определенное в граммах, называется молем или грамм-молекулой. Определение моля ввел немецкий физик В. Освальд в начале XX века, он взял за основу корень слова и дополнил уменьшительным суффиксом.

Объем одного моля материала составляет 22,4 л в газообразном виде при обычных условиях:

• давлении 1,013.105 Па;
• температуре 0ºС.

Количество частиц в одном моле называется константой Авогадро и отмечается Na. Это определение грамм-молекулы существовало в науке почти столетие.

Первый вывод

Первым следствием закона является то обстоятельство, что один моль или их тождественное число различного газа в одинаковых обстоятельствах занимает тождественный объем.

Одна грамм-молекула различных газов насчитывает равное число составных элементов.

Отсюда выходит, что при заданной температуре и силе давления 1 грамм-молекула любого материала в газообразном виде занимает тождественный объем.

Не только для идеальных условий используется закон Авогадро. Формула Клапейрона-Менделеева применяется, чтобы определить значение для другой температуры и давления pV = nRT, где:

• n — количество молей газообразного вещества.
• R — газовая постоянная, равна 8,31431 Дж/моль.
• V — объем вещества.
• P — давление.
• T — температура.

Например, в нормальных обстоятельствах объем 1 моля газообразного вещества всегда равняется 22,413962 (13) л. Эта физическая постоянная величина называется стереотипным молярным объемом безупречного газа и обозначается Vm.

Второй эффект

Следующий вывод из теории Авогадро свидетельствует о том, что молярный вес первого вещества равняется произведению молярного веса второго газа на показатель относительной плотности начальной материи ко второй. Это положение позволяло развиваться химической науке в новом направлении и найти молекулярную массу материи, которая может преобразовываться в пар или газ.

Выражение m/p всегда является постоянным для всех материй, где:

• m — молекулярный вес вещества;
• p — относительная плотность материи в состоянии газа или пара.

На практике было доказано обстоятельство, что для всех известных материалов, которые переходят в состояние пара или газа, эта константа равняется 28,9 а. е. м., при этом определяющим условием постоянства является плотность воздуха. Если при научных экспериментах за единицу плотности берется показатель водорода, то константа равняется 2 а. е. м.

Ученый Авогадро не оценивал количество элементарных частиц в определенном объеме, но осознавал, что показатель относится к огромным размерам.

Первый раз пытался определить число структурных элементов в заданной порции газа в 1865 году австрийский химик и физик Иоганн Йозеф Лошмидт. Он рассчитал, что в выбранном объеме воздуха содержится 1,81.1018 см-3.

Этот показатель был снижен относительно правдивого показателя в 15 раз.

Через несколько лет химик повторно провел расчеты уже с применением другого круга сведений и получил 1,9.1019 см-3. С тех пор появилось множество методов для определения количества молекул и наблюдалась тенденция выравнивания полученных результатов, что являлось доказательством существования реальной цифры.

Число Авогадро

Стандартная константа Авогадро составляет физическую величину, которая показывает количество структурных частиц исследуемого материала в объеме вещества, являющегося эквивалентом 1 молю. Если посмотреть показатель в Международной системе единиц, то можно понять, что такое число Авогадро в химии.

Число всегда равняется в СИ, в соответствии с изменением формулировки главных единиц, 6,022 140 76.1023 моль-1. Некоторые справочники приводят разницу между константой Авогадро, обозначающемуся моль-1, с равным ему в численном показателе числом Авогадро А. Молем называется объем материи, содержащий Na конструкционных элементов, а именно столько же, как и в 12 г C по старой модели.

Вес 1 моля материи, определенный в граммах, равняется количественно молекулярному весу, который выражается в единице атомной массы:

• моль натрия обладает массой 22,989 г, имеет в составе 6,02.1023 атомных частиц;
• моль фторидных кристаллов кальция имеет вес 78,072 (40,08 + 2.18,996), в строении содержит 6,02.1023 ионов;
• моль углерода тетрахлорида весит 153,822 (12,02 + 4.35,4505), содержит в структуре 6,02.1023 молекул вещества.

В декабре 2011 года на Генеральном мировом совещании по массам и мерам принято решение установить моль в предполагаемом варианте СИ так, чтобы устранить его привязку к показателю килограмма.

В этом случае задача по определению моля будет решаться через константу Авогадро.

Последнему будет дан точный показатель без всяких погрешностей, который основывается на результатах нахождений, рекомендуемых CODATA (Комитет по сведениям для техники и науки — русское наименование).

До сегодняшнего дня коэффициент Авогадро составляет определяемую величину и принимается по последнему расчету 2015 г. Рекомендованный показатель получен в виде Na = 6,02214082 (11) . 1023 моль-1. Результат был найден в результате расчета среднего значения от нескольких измерений.

Современная трактовка

Константа Авогадро относится к таким большим показателям, что трудно поддается восприятию человеком. Например, если объем волейбольного мяча сделать больше в Na раз, то в нем сможет разместиться наша планета. Если же в Na раз увеличить диаметр этого же мяча, то в него можно уложить галактику с несколькими миллиардами космических объектов.

Другим примером размера коэффициента является показательный пример с выливанием стакана воды в мировой океан. Если это сделать, то взяв меру воды из любого водоема на планете, можно обязательно встретить в сосуде пару десятков молекул, которые находились ранее в стакане.

Современное значение константы было получено в 2010 году при работе с двумя шарами из кремния-28. Для эксперимента сферы изготавливались в немецком Институте кристаллографии и прошли полировку в высокооптическом центре в Австралии. Обработка была настолько точной, что шипы на поверхности были не выше 98 нм.

Для производства брался высокообогащенный тетрофторид кремния, полученный в университете химии высокоочищенных материалов Нижнего Новгорода. Численность элементов кремния в сфере была определена с большой точностью, так как объект исследования представлял практически идеальный вариант. По результатам эксперимента коэффициент Авогадро равнялся 6,02214083 (18).1023 моль-1.

Через год после прошедшего испытания был проведен другой эксперимент, и значение было изменено на 6,022144 078 (18).1023 моль-1. Поэтому ученые всего мира договорились об определении моля так, чтобы константа была точной на основе среднего результата измерений.

Источник: https://nauka.club/khimiya/zakon-avogadro.html

Закон Авогадро: описание и биография учёного :

Предвидеть результаты исследования, предугадать закономерность, почувствовать общие истоки – всем этим отмечено творчество большого числа экспериментаторов и учёных. Чаще всего прогноз распространяется лишь на область занятости исследователя.

И мало у кого хватает смелости заняться долгосрочным прогнозированием, существенно опередив время. У итальянца Амедео Авогадро смелости было хоть отбавляй. Именно по этой причине данный учёный известен сейчас во всём мире. А закон Авогадро и по сей день используется всеми химиками и физиками планеты.

В этой статье мы подробно расскажем о нём и его авторе.

Детство и учёба

Амедео Авогадро родился в Турине в 1776 году. Его отец Филиппе работал служащим в судебном ведомстве. Всего в семье было восемь детей. Все предки Амедео служили адвокатами при католической церкви. Молодой человек также не отступил от традиции и занялся юриспруденцией. К двадцати годам он уже имел степень доктора.

Со временем юридическая практика перестала увлекать Амедео. Интересы молодого человека лежали в другой сфере. Ещё в юности он посещал школу экспериментальной физики и геометрии. Тогда в будущем учёном и проснулась любовь к наукам. Из-за пробелов в знаниях Авогадро занялся самообразованием. В 25 лет Амедео всё свободное время уделял изучению математики и физики.

Научная деятельность

На первом этапе научная деятельность Амедео была посвящена изучению электрических явлений. Интерес Авогадро особо усилился после того как Вольт открыл источник электрического тока в 1800 году. Не менее интересны молодому учёному были дискуссии Вольта и Гальвани о природе электричества. Да и в целом тогда данная область была передовой в науке.

В 1803 и 1804 годах Авогадро вместе с братом Феличе представил учёным из Туринской Академии две работы, раскрывающие теории электрохимических и электрических явлений. В 1804 году Амедео стал членом-корреспондентом данной академии.

В 1806 году Авогадро устроился репетитором в Туринский лицей. А спустя три года учёный перебрался в лицей Верчелли, где преподавал математику и физику на протяжении десяти лет.

Содержание этих книг говорит о разносторонности интересов учёного и о том колоссальном труде, который он проделал.

Личная жизнь

Семейную жизнь Амедео устроил довольно поздно, когда его возраст уже перевалил за третий десяток. Работая в Верчелли, он встретил Анну ди Джузеппе, которая была намного моложе учёного. В этом браке родилось восемь детей. Никто из них не пошёл по стопам отца.

Закон Авогадро и его следствия

В 1808 году Гей-Люссак (в соавторстве с Гумбольдтом) сформулировал принцип объёмных отношений. Этот закон гласил, что соотношение между объёмами реагирующих газов можно выразить простыми числами.

Например, 1 объём хлора, соединяясь с 1 объёмом водорода, даёт 2 объёма хлороводорода и т.п.

Но данный закон ничего не давал, так как, во-первых, не было конкретного различия между понятиями корпускула, молекула, атом, а во-вторых, у учёных были разные мнения насчёт состава частиц различных газов.

В 1811 году Амедео занялся тщательным анализом результатов исследований Гей-Люссака. В итоге Авогадро понял, что закон объёмных отношений позволяет понять устройство молекулы газов. Гипотеза, которую он сформулировал, гласила: «Число молекул любого газа в одном и том же объёме всегда одинаково».

Открытие закона

Целых три года учёный продолжал экспериментировать. И в итоге появился закон Авогадро, который звучит так: «Равные объёмы газообразных веществ при одинаковой температуре и давлении содержат одинаковое количество молекул. А меру массы молекул можно определить по плотности различных газов».

Например, если 1 литр кислорода содержит столько же молекул, сколько и 1 литр водорода, то отношение плотностей данных газов равно отношению массы молекул. Также учёный отметил, что молекулы в газах не всегда состоят из одиночных атомов. Допустимо наличие как разных, так и одинаковых атомов.

К сожалению, во времена Авогадро данный закон нельзя было доказать теоретически. Но он давал возможность устанавливать в экспериментах состав молекул газов и определять их массу. Давайте проследим логику подобных рассуждений.

Вполне уместен и второй вывод: молекулы воды и кислорода двухатомны, а водорода – одноатомны.

Противники гипотезы

У закона Авогадро было много противников. Отчасти это было связано с тем, что в те времена отсутствовала простая и ясная запись уравнений и формул химических реакций. Главным недоброжелателем был Йенс Берцелиус – шведский химик, имеющий непререкаемый авторитет.

Он считал, что у всех атомов есть электрические заряды, а сами молекулы состоят из атомов с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Так, у атомов водорода был положительный заряд, а у атомов кислорода – отрицательный.

С этой точки зрения молекулы кислорода, состоящей из 2-х одинаково заряженных атомов, просто не существует. Но если молекулы кислорода всё же одноатомны, то в реакции азота с кислородом пропорция соотношения объёмов должна быть 1:1:1.

Данное утверждение противоречит эксперименту, где из 1 литра кислорода и 1 литра азота получали 2 литра оксида азота. Именно по этой причине Берцелиус и другие химики отвергали закон Авогадро. Ведь он абсолютно не соответствовал экспериментальным данным.

Возрождение закона

До шестидесятых годов девятнадцатого столетия в химии наблюдался произвол. Причём он распространялся как на оценку молекулярных масс, так и на описание химических реакций. Об атомном составе сложных веществ было вообще много неверных представлений. Некоторые учёные даже планировали отказаться от молекулярной теории.

И только в 1858 году химик из Италии по имени Канниццаро нашёл в переписке Бертолле и Ампера ссылку на закон Авогадро и следствия из него. Это упорядочило запутанную картину химии того времени. Два года спустя Канниццаро рассказал о законе Авогадро в Карлсруэ на Международном конгрессе по химии. Его доклад произвёл на учёных неизгладимое впечатление.

После того как закон Авогадро признали, учёные могли не только определять состав молекул газов, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Эти знания помогали в расчёте массовых соотношений реагентов в различных химических реакциях. И это было очень удобно. Измеряя массу в граммах, исследователи могли оперировать молекулами.

Заключение

Много времени прошло с тех пор, как был открыт закон Авогадро, но об основоположнике молекулярной теории никто не забыл. Логика учёного была безупречной, что позже подтвердили расчёты Дж.

Максвелла, основанные на кинетической теории газов, а затем и экспериментальные исследования (броуновское движение). Также было определено, сколько содержится частиц в моле каждого газа.

Эта константа – 6,022•1023 была названа числом Авогадро, увековечив имя проницательного Амедео.

Источник: https://www.syl.ru/article/200044/mod_zakon-avogadro-opisanie-i-biografiya-uch-nogo

Урок 23. Закон Авогадро – HIMI4KA

Архив уроков › Основные законы химии

В уроке 23 «Закон Авогадро» из курса «Химия для чайников» поговорим о роли изучения газов для всей науки, а также дадим определение закону Авогадро. Этим уроком мы открываем третий раздел курса, под названием «Законы газового состояния». Рекомендую просмотреть прошлые уроки, так как в них изложены основы химии, которые понадобятся вам в изучении данной главы.

Предисловие к главе

Слово «Газ» происходит от хорошо известного греческого слова хаос. Химики гораздо позже подошли к изучению газов, чем других веществ. Твердые и жидкие вещества было значительно легче опознавать и отличать друг от друга, а представление о различных «воздухах» зарождалось очень медленно.

Диоксид углерода был получен из известняка только в 1756 г. Водород открыли в 1766 г., азот — в 1772 г., а кислород — в 1781 г. Несмотря на столь позднее открытие газов, они являлись первыми веществами, физические свойства которых удавалось объяснить при помощи простых законов.

Оказалось, что когда вещества, находящиеся в этом трудноуловимом состоянии, подвергаются изменениям температуры и давления, они ведут себя по гораздо более простым законам, чем твердые и жидкие вещества.

Более того, одним из важнейших испытаний атомистической теории оказалась ее способность объяснить поведение газов. Эта история излагается в данной главе.

Заключив в замкнутый сосуд образец какого-либо газа, мы можем измерить его массу, объем, давление на стенки сосуда, вязкость, температуру, теплопроводность и скорость распространения  нем звука.

Легко также измерить скорость эффузии (истечения) газа через отверстие в сосуде и скорость, с которой один газ диффундирует (проникает) в другой.

В данном разделе будет показано, что все эти свойства не являются независимыми друг от друга, а связаны при помощи довольно простой теории, основанной на предположении, что газы состоят из непрерывно движущихся и сталкивающихся частиц.

Авогадро предположил, что в равных объемах всех газов, при одинаковых температуре и давлении, содержится равное число молекул. Это означает, что плотность газа должна быть пропорциональна молекулярной массе данного газа.

 Под плотностью газа понимается его масса, приходящаяся на единицу объема и измеряемая в граммах на миллилитр (г/мл).

На гипотезу Авогадро обратили внимание лишь спустя 50 лет, которая после многочисленных испытаний было подтверждена и из гипотезы превратилась в закон Авогадро. В знак запоздалого признания незаслуженно обойденного вниманием ученого число молекул в моле вещества впоследствии получило название числа Авогадро, равное 6,022·1023.

Если воспользоваться законом Авогадро, то число молекул газа, а следовательно и число n его молей должно быть пропорционально объему V газа:

• Число молей газа n = k·V (при постоянных P и Т)

В этом уравнении k — коэффициент пропорциональности, зависящий от температуры T и давления P.

В уроке 23 «Закон Авогадро» мы рассмотрели одну из многих закономерностей, присущих газам.

В данной главе мы обсудим и другие закономерности, связывающие между собой давление газа P, его объем V, температуру T и число молей n в данном образце газа. Надеюсь урок был познавательным и понятным.

Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-23-zakon-avogadro.html

Закон Авогадро

• Главная
• Справочник
• Законы
• Законы термодинамики
• Закон Авогадро

Пусть температура постоянна (( T=const )), давление не изменяется (( p=const )), объем постоянный ( (V=const) ): ( (N) ) — число частиц (молекул) любого идеального газа величина неизменная. Это утверждение называется законом Авогадро.

Закон Авогадро звучит следующим образом:

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

Закон Авогадро был открыт в 1811 г Амедео Авогадро. Предпосылкой для это­го стало правило кратных отношений: при одинаковых ус­ловиях объемы газов, вступа­ющих в реакцию, находятся в простых соотношениях, как 1:1, 1:2, 1:3 и т. д.

Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил закон объемных отношений:

Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI).

Реальные газы, как правило, являются смесью чистых газов — кислорода, водоро­да, азота, гелия и т. п. Например, воздух состоит из 77 % азота, 21 % кислорода, 1 % водорода, остальные — инертные и прочие газы. Каждый из них создает давление на стенки сосуда, в котором находится.

Парциальное давление Давление, которое в смеси газов создает каждый газ в отдельности, как будто он один занимает весь объем, называется парциальным давлением (от лат. partialis — частичный)

Нормальные условия: p = 760 мм рт. ст. или 101 325 Па, t = 0 °С или 273 К.

Следствия из закона Авогадро

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 ( V_{mu} )

[V_{mu}=dfrac{V}{
u} ]

где ( V_{mu} ) — молярный объем газа (размерность л/моль); ( V ) — объем вещества системы; ( n ) — количество вещества системы. Пример записи: ( V_{mu} ) газа (н.у.) = 22,4 л/моль.

• Следствие 2 из закона Авогадро Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью ( D )
• [D=frac{m_1}{m_2}=dfrac{{mu}_1}{{mu}_2} ]
• где ( m_1 ) и ( m_2 ) — молярные массы двух газообразных веществ.
• Величина ( D ) определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа ( m_1 ) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам ( D ) и ( m_2 ) можно найти молярную массу исследуемого газа: ( m_1 = D cdot m_2 )

Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа ( V_{mu} = 22,4 ) л/моль.

1. Относительную плотность чаще всего вычисляют по отношению к воздуху или водороду, используя, что молярные массы водорода и воздуха известны и равны, соответственно:
2. [ {mu }_{H_2}=2cdot {10}^{-3}frac{кг}{моль} ]
3. [ {mu }_{vozd}=29cdot {10}^{-3}frac{кг}{моль} ]

Очень часто при решении задач используется то, что при нормальных условиях (н.у.) (давлении в одну атмосферу или, что тоже самое ( p={10}^5Па=760 мм рт.ст, t=0^o C )) молярный объем любого идеального газа:

• [ frac{RT}{p}=V_{mu }=22,4cdot {10}^{-3}frac{м^3}{моль}=22,4frac{л}{моль} . ]
• Концентрацию молекул идеального газа при нормальных условиях:
• [ n_L=frac{N_A}{V_{mu }}=2,686754cdot {10}^{25}м^{-3} , ]
• называют числом Лошмидта.

Определите, какой объем займут 0,5 моля ( {Cl}_2 ) при нормальных условиях. Какой объем займут 140 гр хлора при н.у.?

Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при н.у. занимает ( V_{mu }=22,4cdot {10}^{-3}frac{м^3}{моль} ), воспользуемся этим.

[ V_{{Cl}_2}=
u cdot V_{mu } left(1.1
ight). ]

1. Так как единицы данных приведены в СИ, проведем вычисления:
2. [ V_{{Cl}_2}=0,5cdot 22,4cdot {10}^{-3}=11,2cdot {10}^{-3} (м^3) ]
3. Для решения второй части задачи используем формулу для количества вещества:
4. [
   u =frac{m}{mu } (1.2) ]
5. Молярную массу хлора найдем с помощью таблицы Менделеева:

[ {mu }_{{Cl}_2}=70cdot {10}^{-3}frac{кг}{моль} left(1.3
ight). ]

Используем формулу (1.1), подставим (1.2), получим:

[ V_{{Cl}_2}=frac{m}{м}V_м left(1.4
ight). ]

Проведем расчет, если m=140 гр = 140( cdot {10}^{-3} кг ):

[ V_{{Cl}_2}=frac{140cdot {10}^{-3}}{70cdot {10}^{-3}}cdot 22,4cdot {10}^{-3}=44,8cdot {10}^{-3} (м^3) ]

Объем 0,5 молей хлора займут объем 11,2 л. Объем 140 гр хлора 44,8 л.

13, 8 грамма вещества сгорают полностью. В результате горения получается 26,4 гр ( CO_2 ) и 16,2 гр ( H_2O. ) Относительная плотность паров искомого газа по водороду равна 23. Какова молекулярная формула вещества?

Найдем молярную массу искомого вещества по формуле, если известно, что ( {mu }_{H_2} )=2( frac{г}{моль} ):

[ D=frac{m_1}{m_2}=frac{{mu }_x}{{mu }_{H_2}} o {mu }_x=23cdot 2=46 left(frac{г}{моль}
ight) (2.1). ]

Найдем массу углерода, составив пропорцию:

CO2	C
1 моль	1 моль
26,4 г	х
44 г	12 г

• [ m_C ]=( x=frac{26,4cdot 12}{44} )=7,2 (гр.)
• аналогично найдем массу водорода:
• [ m_H=frac{16,2cdot 2}{18}=1,8 (гр.) ]
• И для кислорода:
• [ m_O=13,8-7,2-1,8=4,8 left(гр
  ight) ]
• согласно закону сохранения массы.
• Найдем количество молей веществ:
• [ {
  u }_C=frac{7,2}{12}=0,6 left(моль
  ight) ]
• [ {
  u }_Н=frac{1,8}{1}=1,8 left(моль
  ight) ]
• [ {
  u }_O=frac{4,8}{16}=0,3 left(моль
  ight) ]
• Из закона отношений:
• [ {
  u }_C:н_Н:н_O=0,6:1,8:0,3 (2.2) ]
• Разделим числа из последнего соотношения на 0,3, получим:
• 2:6:1
• Следовательно, простейшая формула: ( C_2H_6O ).
• [ {mu }_{C_2H_6O}=24+6+16=46 left(frac{г}{моль}
  ight)(2.3) ]

Полученная молярная масса в формуле (2.1), также ( 46 left(frac{г}{моль}
ight) ), следовательно, простейшая и истинная формулы искомого вещества совпадают.

Формула сгоревшего вещества ( C_2H_6O. )

Какой объем занимает 0,2 моль N2 при н.у.?

н.у.

Vm = 22, 4 л/моль

ν (N2) = 0,2 моль

1. Решение:
2. ν (N2) = V(N2 ) / Vm , следовательно
3. V (N2 ) = ν (N2) · Vm =
4. = 0,2 моль · 22,4 л / моль = 4,48 л

Какой объем займут 56 г. газа СО при н.у.?

н.у.

Vm = 22, 4 л/моль

m (CO) = 56 г

• ν (CO) = V(CO) / Vm , следовательно
• V (CO ) = ν (CO) · Vm
• Неизвестное количество вещества найдём по формуле:
• ν = m/M
• M(CO) = Ar(C) + Ar(O) = 12 + 16 = 28 г/моль
• ν (СО) = m/M = 56 г / 28 г/моль = 2 моль
• V (CO ) = ν (CO) · Vm = 2 моль · 22,4 л/моль = 44,8 л

Не можешь написать работу сам?

Доверь её нашим специалистам

от 100 р.стоимость заказа

Если материал понравился Вам и оказался для Вас полезным, поделитесь им со своими друзьями!

• Закон Бойля-Мариотта. Изотермаесли при постоянной темпе­ратуре происходит термодинамический про­цесс, вследствие которого газ переходит из одного состояния (p1 и V1) в другое (p2 и V2), то произведение давления на объем данной массы газа при постоянной температуре яв­ляется постоянным: pV = const.
• При неизменном объеме отношение давления данной массы газа к его абсолютной температуре есть величина постоянная.
• Первый закон термодинамикиКоличество теплоты, которое подводится к системе, расходуется на совершение данной системой работы (против внешних сил) и изменение ее внутренней энергии.
• Второй закон термодинамикиНевозможно создать круговой процесс, результатом которого станет исключительно превращение теплоты, которое получено от нагревателя, в работу.
• Закон Гей-Люссака. ИзобараПри постоянном давлении относительное изменение объема газа данной массы прямо пропорционально изменению тем­пературы:

• Сколько в ампере ватт, как перевести амперы в ватты и киловаттыМощность – это скорость расходования энергии, выраженная в отношении энергии ко времени: 1 Вт = 1 Дж/1 с. Один ватт равен отношению одного джоуля (единице измерения работы) к одной секунде.
• Ведро́ — сосуд для хранения жидких и сыпучих материалов и транспортировки их на небольшие расстояния.
• Согласно нормам Всемирной Организацией Здравоохранения (ВОЗ)

Источник: https://calcsbox.com/post/zakon-avogadro.html

Закон Авогадро

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.

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 – NH4Cl (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 ∙ 1023 молекул – постоянное число Авогадро) занимает объём 22,4 л. Молярный объём (Vm) – постоянная величина.

Рис. 2. Нормальные условия.

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, Vm – 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:

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:
• где ρ(x) – плотность одного газа, ρ(y) – второго газа.
• Если подставить в формулу подсчёт плотности, то получится:

D(y)x = M(х) / Vm / M(y) / Vm.

Молярный объём сокращается и остаётся

Рассмотрим практическое применение закона на примере двух задач:

• Сколько литров СО2 получится из 6 моль MgCO3 при реакции разложения MgCO3 на оксид магния и углекислый газ (н.у.)?
• Чему равна относительная плотность CO2 по водороду и по воздуху?

Сначала решим первую задачу.

Дано:

1. n(MgCO3) = 6 моль
2. V(СО2) = ?
3. Решение:
4. MgCO3 = MgO+CO2
5. Количество карбоната магния и углекислого газа одинаково (по одной молекуле), поэтому n(CO2) = n(MgCO3) = 6 моль. Из формулы n = V/Vm можно вычислить объём:

V = nVm, т.е. V(CO2) = n(CO2) ∙ Vm = 6 моль ∙ 22,4 л/моль = 134,4 л

Ответ: V(СО2) = 134,4 л

Решение второй задачи:

• D(H2)CO2 = M(CO2) / M(H2) = 44 г/моль / 2 г/моль = 22;
• D(возд)CO2 = M(CO2) / 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.

Согласно формулировке закона равные объёмы газов при одинаковых условиях содержат одинаковое количество молекул. При нормальных условиях (н.у.) величина молярного объёма постоянна, т.е. Vm 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.

Средняя оценка: 4. Всего получено оценок: 120.

Источник: https://obrazovaka.ru/himiya/zakon-avogadro-formula.html

Закон Авогадро

Авогадро анонсировал следующий закон:

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

А теперь давайте разбираться, что он имел ввиду… Никто не знает, как получить 1 литр чистого газа в XIX веке, Авогадро в тот момент руководствовался своим огромным опытом и знаниями в этой области и объявленный закон являлся не чем иным, как гипотезой. Поэтому закон выделенный абзацем выше нужно запомнить как есть.

А для того, что бы понять данный закон, давайте определимся с терминами:

Нормальные условия

В химии существует понятие «нормальные условия», это очень дружелюбный термин, который обозначает нормальные температуру и давление, а именно — 0°С (или 273,15 К) и 1 атм. В химии всегда подразумевается, что эксперимент проходит в нормальных условиях.

Моль

Моль — это 6,022 141 29 (27) · 1023 элементов (атомы, молекулы или хомячки — не важно, это просто число). Далее будет идти сокращение 6,022· 1023, но Вы понимаете, о чём речь.

Молярная масса

Молярной массой вещества названа масса 6,022·1023 атомов химического элемента. То есть молярная масса гелия — это масса 6,022·1023 атомов гелия. Молярная масса никеля — это масса 6,022·1023 атомов никеля. И, внимание! Молярная масса молекулы воды (H2O) равна массе 2 × 6,022·1023 атомов водорода плюс масса 6,022·1023 атомов кислорода.

Откуда берётся молярная масса? Это сложный химический эксперимент, описан в статье про моль, а для решения задач будет достаточно данных из справочника, например, молярная масса химических элементов указана в таблице менделеева.

Газ

Молекулы газа состоят из одного или более атомов. Из одного атома состоят газы гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон и оганесон — это элементы последней группы таблицы Менделеева. Одноатомность таких газов следует из строения электронной оболочки атомов

Двухатомными газами являются водород, азот, кислород, фтор и хлор. Молекулы таких газов состоят из двух атомов, то есть: H2, N2, O2, F2, Cl2

Объяснение закона Авогадро

При нормальных условиях:

1 л водорода весит 0,09 г — это результат эксперимента, молярная масса газа водорода — 2·1,008 г/моль. 1 л кислорода весит 1,429 г — это также результат эксперимента, молярная масса газа кислорода — 32 г/моль.

2.016/0.09 = 22,4 л/моль 32/1,429 = 22,4 л/моль

Этот эксперимент Вы можете повторить в домашних условиях 😉

Таким образом, 1 моль газа при нормальных условиях занимает объём 22,4 л, откуда можно сделать вывод: в 22,4 л газа содержится 1 моль молекул.

Задача

Какую массу будет иметь 40 л газа кислорода?

Решение

Что бы определить массу из объёма потребуется узнать количество молекул газа, затем посчитать их массу.

В 22,4 л газа содержится один моль молекул, откуда:

40/22,4 ≈ 1.79 в 40 л газа содержится 1.79 моль молекул

Кислород — это двухатомный газ, а значит его формула O2, то есть в одной молекуле содержится 2 атома кислорода. Следовательно:

1.79×2 = 3.58 В 1.79 моль молекул содержится 3.58 моль атомов кислорода.

В таблице Менделеева указана молярная масса кислорода и она равна 15,999 г/моль, откуда:

15.999 × 3.58 ≈ 57.28 г

Ответ: 40 л газа кислорода имеет массу 57.28 г

Источник: https://k-tree.ru/spravochnik/himiya/zakon_avogadro

Закон Авогадро — это… Что такое Закон Авогадро?

Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине.

Содержание 1 История 2 Следствия закона 3 Примечания 4 Ссылки

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.[1]

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 Vm. 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[2] тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние.

Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d — удельный вес[3] его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел.

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 СН2 или C2H4, C4H8 и вообще (СН2)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 C11H22 отвечает частичный вес 154, формуле C12H24 — 168, а C13H26 — 182.

Формула C12H24 близко отвечает наблюденной величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода CH2.

Примечания

1. ↑ Глинка Н.Л. Общая химия. — 22 изд., испр. — Ленинград: Химия, 1977. — С. 18-19. — 719 с.
2. ↑ частичный вес в современной терминологии — молекулярная масса
3. ↑ удельный вес современной терминологии — плотность

Источник: https://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/4680

Секретная шпаргалка по химии. 4.1 Закон Гей-Люссака. Закон Авогадро. Горение

В интернете бушуют страсти вокруг моей статьи «Тайны задач по химии? Вскрытие покажет…» Уже делают ставки по поводу следующей жертвы вскрытия. Мне это дело очень нравится.

Когда горят эмоции, людям становится тепло и легче дышится, поскольку сгорает вся ненужная шелупонь. Потому сегодня мы начинаем изучать газы. Это сложная тема, она не уложится в объем одной статьи, равно как и в объем одного занятия. Теория простая, но задачи…

Это что-то с чем-то, «гестапо отдыхает». До ЕГЭ пока доплыли элементарные расчеты, представленные в 28 задании. В 34 задаче я несколько раз встречала более сложные фишки, но им еще очень далеко до задач на газы легендарных авторов, таких как Середа И.П. или Белавин И.Ю.

Сегодня мы поговорим о законе объемных отношений Гей-Люссака, законе Авогадро, связанных с этими законами легких расчетах по уравнениям реакций с газами и о процессе горения.

В 1802 году, практически одновременно с Джоном Дальтоном, французский ученый-химик Жозеф Луи Гей-Люссак на основании опытных данных (т.е. эмпирически) сформулировал закон объемных отношений:

«Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа (измерение объемов газов проводятся при одинаковых температуре и давлении)»

Изложим закон объемных отношений современными понятиями.

Объемы газообразных реагентов и продуктов, измеренные при одинаковых условиях, относятся друг к другу как коэффициенты в уравнении химической реакции.

В 1811 году итальянский химик Амадео Авогадро сформулировал гипотезу, подтвержденную позже большим количеством экспериментов и вошедшую в науку под названием закон Авогадро:

«В равных объемах различных газов, измеренных при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул»

Оба эти закона легли в основу расчетов по уравнениям реакций с газами. Таким образом, в отличие от твердых веществ и растворов, с газами можно работать, используя две расчетные величины — количество вещества и с объем. Выбираем сами, как нам удобнее.

Горение — экзотермическая реакция окисления простых и сложных веществ кислородом (или озоном). Продукты горения, обычно, оксиды (есть исключение). На представленной внизу схеме хорошо видно, какие продукты образуются при сгорании разных элементов реагента. Кстати, в некоторых случаях продукты горения могут реагировать между собой. Такие реакции также показаны на схеме

Приведу примеры 28 задания ЕГЭ (Расчеты объемных отношений газов при химических реакциях, расчеты по термохимическим уравнениям) Условия задач взяты из тренировочных работ ЕГЭ по химии. Возьмите тетрадку, ручку и попробуйте решить эти задачи — вначале вместе со мной, затем самостоятельно.

Задача 1

Рассчитайте объем воздуха, необходимый для сжигания 1,4 л этилена. Считать объемную долю кислорода в воздухе равной 21%.

Задачу решаем стандартно, по Четырем Заповедям. По уравнению реакции определяем объем кислорода. Объем воздуха рассчитываем по формуле объемной доли кислорода в воздухе.

Задача 2

Рассчитайте объем кислорода, необходимый для сжигания смеси 2 л метана и 2 л этана.

Реакцию горения записываем для каждого реагента отдельно. Ни в коем случае нельзя записывать все в одну реакцию! По каждой реакции рассчитываем объем кислорода, а затем суммируем эти объемы.

Задача 3

В задаче представлены данные для обоих реагентов, поэтому определяем избыток-недостаток (стандартным способом). На фото путь расчета избытка-недостатка показан синими стрелками. Избыток заключается в скобки, расчет проводится по недостатку.

Задача 4

Рассчитайте объем азота (н.у.), полученного при полном сгорании 15 л аммиака (н.у.)

Не забываем, продуктом сгорания элемента азота является простое вещество азот. Монооксид азота NO (бесцветный газ) может быть получен только при использовании катализатора или при очень высокой температуре (разряд молнии, разряд электрической дуги)

Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии http://repetitor-him.ru. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7(903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы «Решение задач по химии» — и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5b5237690fd17e00a8a96f05/5bbbb02524936900a923bfaf