Γνωρίζουμε από ένα σχολικό μάθημα χημείας ότι αν πάρουμε ένα γραμμομόριο οποιασδήποτε ουσίας, τότε θα περιέχει 6,02214084(18).10^23 άτομα ή άλλα δομικά στοιχεία (μόρια, ιόντα κ.λπ.). Για ευκολία, ο αριθμός Avogadro γράφεται συνήθως με αυτή τη μορφή: 6.02. 10^23.
Ωστόσο, γιατί η σταθερά Avogadro (στα ουκρανικά «έγινε Avogadro») είναι ίση με αυτήν την τιμή; Δεν υπάρχει απάντηση σε αυτό το ερώτημα στα σχολικά βιβλία και οι ιστορικοί από τη χημεία προσφέρουν τα περισσότερα διαφορετικές εκδόσεις. Φαίνεται ότι το νούμερο του Avogadro έχει κάποιους μυστικό νόημα. Άλλωστε, υπάρχουν μαγικοί αριθμοί, όπου μερικοί περιλαμβάνουν τον αριθμό "pi", αριθμούς Fibonacci, επτά (οκτώ στα ανατολικά), 13 κ.λπ. Θα πολεμήσουμε το κενό πληροφοριών. Δεν θα μιλήσουμε για το ποιος είναι ο Amedeo Avogadro και γιατί, εκτός από τον νόμο που διατύπωσε, το σταθερό που βρέθηκε, ένας κρατήρας στη Σελήνη πήρε επίσης το όνομά του από αυτόν τον επιστήμονα. Πολλά άρθρα έχουν ήδη γραφτεί για αυτό.
Για την ακρίβεια, δεν μέτρησα μόρια ή άτομα σε κάποιον συγκεκριμένο όγκο. Το πρώτο άτομο που προσπάθησε να καταλάβει πόσα μόρια αερίου
που περιέχονταν σε έναν δεδομένο όγκο στην ίδια πίεση και θερμοκρασία, ήταν ο Josef Loschmidt, και αυτό έγινε το 1865. Ως αποτέλεσμα των πειραμάτων του, ο Loschmidt κατέληξε στο συμπέρασμα ότι σε ένα κυβικό εκατοστό οποιουδήποτε αερίου σε φυσιολογικές συνθήκεςείναι 2,68675. 10^19 μόρια.
Στη συνέχεια, εφευρέθηκαν ανεξάρτητες μέθοδοι για τον προσδιορισμό του αριθμού Avogadro και δεδομένου ότι τα αποτελέσματα ως επί το πλείστον συνέπιπταν, αυτό μίλησε για άλλη μια φορά υπέρ της πραγματικής ύπαρξης μορίων. Αυτή τη στιγμή, ο αριθμός των μεθόδων έχει ξεπεράσει τις 60, αλλά σε τα τελευταία χρόνιαΟι επιστήμονες προσπαθούν να βελτιώσουν περαιτέρω την ακρίβεια της εκτίμησης προκειμένου να εισαγάγουν έναν νέο ορισμό του όρου «κιλό». Μέχρι στιγμής, το κιλό συγκρίνεται με το επιλεγμένο πρότυπο υλικού χωρίς κανένα θεμελιώδη ορισμό.
Ωστόσο, επιστρέφουμε στην ερώτησή μας - γιατί αυτή η σταθερά είναι ίση με 6,022 . 10^23;
Στη χημεία, το 1973, για ευκολία στους υπολογισμούς, προτάθηκε να εισαχθεί μια τέτοια έννοια ως «ποσότητα ουσίας». Η βασική μονάδα μέτρησης της ποσότητας ήταν το mole. Σύμφωνα με τις συστάσεις της IUPAC, η ποσότητα οποιασδήποτε ουσίας είναι ανάλογη με τον αριθμό των ειδικών της στοιχειώδη σωματίδια. Ο συντελεστής αναλογικότητας δεν εξαρτάται από τον τύπο της ουσίας και ο αριθμός Avogadro είναι ο αντίστροφός του.
Για να το διευκρινίσουμε, ας πάρουμε ένα παράδειγμα. Όπως είναι γνωστό από τον ορισμό της μονάδας ατομικής μάζας, η 1 π.μ. αντιστοιχεί στο ένα δωδέκατο της μάζας ενός ατόμου άνθρακα 12C και είναι 1,66053878,10^(−24) γραμμάρια. Αν πολλαπλασιάσετε 1 π.μ. με τη σταθερά Avogadro, παίρνετε 1.000 g/mol. Τώρα ας πάρουμε λίγο, ας πούμε, βηρύλλιο. Σύμφωνα με τον πίνακα, η μάζα ενός ατόμου βηρυλλίου είναι 9,01 amu. Ας υπολογίσουμε με ποιο mole ατόμων αυτού του στοιχείου ισούται:
6,02 x 10^23 mol-1 * 1,66053878x10^(−24) γραμμάρια * 9,01 = 9,01 γραμμάρια/mol.
Έτσι, αποδεικνύεται ότι συμπίπτει αριθμητικά με το ατομικό.
Η σταθερά Avogadro επιλέχθηκε ειδικά έτσι ώστε η μοριακή μάζα να αντιστοιχεί σε ατομική ή αδιάστατη τιμή - σχετική μοριακή.
Έγινε μια πραγματική σημαντική ανακάλυψη στη θεωρητική χημεία και συνέβαλε στο γεγονός ότι οι υποθετικές εικασίες μετατράπηκαν σε μεγάλες ανακαλύψεις στον τομέα της χημείας αερίων. Οι υποθέσεις των χημικών έχουν λάβει πειστικά στοιχεία με τη μορφή μαθηματικών τύπων και απλών αναλογιών, και τα αποτελέσματα των πειραμάτων επιτρέπουν πλέον την εξαγωγή εκτεταμένων συμπερασμάτων. Επιπλέον, ο Ιταλός ερευνητής έφερε ποσοτικό χαρακτηριστικόαριθμός δομικών σωματιδίων χημικό στοιχείο. Ο αριθμός Avogadro έγινε στη συνέχεια μια από τις πιο σημαντικές σταθερές στη σύγχρονη φυσική και χημεία.
Νόμος των Ογκομετρικών Σχέσεων
Η τιμή του να ανακαλυφθεί οι αντιδράσεις αερίων ανήκει στον Gay-Lussac, έναν Γάλλο επιστήμονα στα τέλη του 18ου αιώνα. Αυτός ο ερευνητής έδωσε στον κόσμο έναν πολύ γνωστό νόμο, ο οποίος υπακούει σε όλες τις αντιδράσεις που σχετίζονται με τη διαστολή των αερίων. Ο Gay-Lussac μέτρησε τους όγκους των αερίων πριν από την αντίδραση και τους όγκους που προέκυψαν ως αποτέλεσμα χημική αλληλεπίδραση. Ως αποτέλεσμα του πειράματος, ο επιστήμονας έβγαλε ένα συμπέρασμα γνωστό ως νόμος των απλών ογκομετρικών αναλογιών. Η ουσία του είναι ότι οι όγκοι των αερίων πριν και μετά σχετίζονται μεταξύ τους ως ακέραιοι μικροί αριθμοί.
Για παράδειγμα, όταν αλληλεπιδρούν αέριες ουσίες που αντιστοιχούν, για παράδειγμα, σε έναν όγκο οξυγόνου και δύο όγκους υδρογόνου, λαμβάνονται δύο όγκοι ατμού νερού κ.ο.κ.
Ο νόμος του Gay-Lussac ισχύει αν όλες οι μετρήσεις των όγκων γίνονται στην ίδια πίεση και θερμοκρασία. Αυτός ο νόμος αποδείχθηκε πολύ σημαντικός για τον Ιταλό φυσικό Avogadro. Καθοδηγούμενος από αυτόν, συνήγαγε την υπόθεση του, η οποία είχε εκτεταμένες συνέπειες στη χημεία και τη φυσική των αερίων, και υπολόγισε τον αριθμό του Avogadro.
Ιταλός επιστήμονας
Ο νόμος του Avogadro
Το 1811, ο Avogadro συνειδητοποίησε ότι ίσοι όγκοι αυθαίρετων αερίων σε σταθερές θερμοκρασίες και πιέσεις περιείχαν τον ίδιο αριθμό μορίων.
Ο νόμος αυτός, που αργότερα πήρε το όνομά του από τον Ιταλό επιστήμονα, εισήγαγε στην επιστήμη την έννοια των μικρότερων σωματιδίων ύλης - μορίων. Η Χημεία χωρίστηκε στην εμπειρική επιστήμη που ήταν και στην ποσοτική επιστήμη που έγινε. Ο Avogadro τόνισε ιδιαίτερα το σημείο ότι τα άτομα και τα μόρια δεν είναι τα ίδια και ότι τα άτομα είναι τα δομικά στοιχεία όλων των μορίων.
Ο νόμος του Ιταλού ερευνητή έδωσε τη δυνατότητα να καταλήξουμε στο συμπέρασμα σχετικά με τον αριθμό των ατόμων στα μόρια των διαφόρων αερίων. Για παράδειγμα, μετά την εξαγωγή του νόμου του Avogadro, επιβεβαίωσε την υπόθεση ότι τα μόρια των αερίων όπως το οξυγόνο, το υδρογόνο, το χλώριο, το άζωτο, αποτελούνται από δύο άτομα. Κατέστη επίσης δυνατός ο καθορισμός των ατομικών μαζών και μοριακών μαζών στοιχείων που αποτελούνται από διαφορετικά άτομα.
Ατομικά και μοριακά βάρη
Κατά τον υπολογισμό του ατομικού βάρους ενός στοιχείου, η μάζα του υδρογόνου, ως η ελαφρύτερη χημική ουσία, ελήφθη αρχικά ως μονάδα μέτρησης. Αλλά οι ατομικές μάζες των πολλών ΧΗΜΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣυπολογίζονται ως η αναλογία των ενώσεων οξυγόνου τους, δηλαδή η αναλογία οξυγόνου και υδρογόνου λήφθηκε ως 16:1. Αυτός ο τύπος ήταν κάπως άβολος για μετρήσεις, έτσι η μάζα του ισοτόπου άνθρακα, της πιο κοινής ουσίας στη γη, λήφθηκε ως το πρότυπο της ατομικής μάζας.
Στη βάση του νόμου του Avogadro, βασίζεται η αρχή του προσδιορισμού των μαζών των διαφόρων αερίων ουσιών σε μοριακό ισοδύναμο. Το 1961, υιοθετήθηκε ένα σύστημααναφορά των σχετικών ατομικών μεγεθών, η οποία βασίστηκε σε μια συμβατική μονάδα ίση με το 1/12 της μάζας ενός ισοτόπου άνθρακα 12 C. Η συντομευμένη ονομασία της μονάδας ατομικής μάζας είναι amu. Σύμφωνα με αυτή την κλίμακα, ατομική μάζαΤο οξυγόνο είναι 15,999 amu και ο άνθρακας είναι 1,0079 amu. Προέκυψε λοιπόν ένας νέος ορισμός: η σχετική ατομική μάζα είναι η μάζα ενός ατόμου μιας ουσίας, εκφρασμένη σε amu.
Μάζα μορίου ουσίας
Οποιαδήποτε ουσία αποτελείται από μόρια. Η μάζα ενός τέτοιου μορίου εκφράζεται σε amu, αυτή η τιμή είναι ίση με το άθροισμα όλων των ατόμων που αποτελούν τη σύνθεσή του. Για παράδειγμα, ένα μόριο υδρογόνου έχει μάζα 2,0158 amu, δηλαδή 1,0079 x 2, και το μοριακό βάρος του νερού μπορεί να υπολογιστεί από χημική φόρμουλα H 2 O. Δύο άτομα υδρογόνου και ένα μόνο άτομο οξυγόνου αθροίζονται σε μια τιμή 18,0152 π.μ.
Η τιμή της ατομικής μάζας για κάθε ουσία συνήθως ονομάζεται σχετικό μοριακό βάρος.
Μέχρι πρόσφατα, αντί της έννοιας της «ατομικής μάζας» χρησιμοποιήθηκε η φράση «ατομικό βάρος». Δεν χρησιμοποιείται επί του παρόντος, αλλά εξακολουθεί να βρίσκεται σε παλιά σχολικά βιβλία και επιστημονικές εργασίες.
Μονάδα ποσότητας μιας ουσίας
Μαζί με τις μονάδες όγκου και μάζας στη χημεία, ειδικό μέτροποσότητα μιας ουσίας, που ονομάζεται mole. Αυτή η μονάδα δείχνει την ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τόσα μόρια, άτομα και άλλα δομικά σωματίδια όσα περιέχονται σε 12 g ισοτόπου άνθρακα 12 C. Στην πρακτική εφαρμογή ενός mol μιας ουσίας, θα πρέπει να ληφθούν υπόψη ποια σωματίδια των στοιχείων εννοούνται - ιόντα, άτομα ή μόρια. Για παράδειγμα, ένα mole ιόντων H + και μορίων H 2 είναι εντελώς διαφορετικά μέτρα.
Προς το παρόν, η ποσότητα μιας ουσίας σε ένα mole μιας ουσίας έχει μετρηθεί με μεγάλη ακρίβεια.
Οι πρακτικοί υπολογισμοί δείχνουν ότι ο αριθμός των δομικών μονάδων σε ένα mole είναι 6,02 x 10 23 . Αυτή η σταθερά ονομάζεται «αριθμός του Avogadro». Πήρε το όνομά του από έναν Ιταλό επιστήμονα, αυτή η χημική ποσότητα υποδεικνύει τον αριθμό των δομικών μονάδων σε ένα mole οποιασδήποτε ουσίας, ανεξάρτητα από την εσωτερική δομή, τη σύνθεση και την προέλευσή της.
μοριακή μάζα
Η μάζα ενός mol μιας ουσίας στη χημεία ονομάζεται "μοριακή μάζα", αυτή η μονάδα εκφράζεται με την αναλογία g / mol. Εφαρμόζοντας την τιμή της μοριακής μάζας στην πράξη, μπορεί να φανεί ότι η μοριακή μάζα του υδρογόνου είναι 2,02158 g/mol, το οξυγόνο είναι 1,0079 g/mol, κ.ο.κ.
Συνέπειες του νόμου του Avogadro
Ο νόμος του Avogadro είναι αρκετά εφαρμόσιμος για τον προσδιορισμό της ποσότητας μιας ουσίας κατά τον υπολογισμό του όγκου ενός αερίου. Ο ίδιος αριθμός μορίων οποιασδήποτε αέριας ουσίας υπό σταθερές συνθήκες καταλαμβάνει ίσο όγκο. Από την άλλη πλευρά, 1 mole οποιασδήποτε ουσίας περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων. Το συμπέρασμα υποδηλώνει από μόνο του: σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, ένα mole μιας αέριας ουσίας καταλαμβάνει σταθερό όγκο και περιέχει ίσο αριθμό μορίων. Ο αριθμός Avogadro δηλώνει ότι υπάρχουν 6,02 x 10 23 μόρια στον όγκο 1 mole αερίου.
Υπολογισμός όγκου αερίου για κανονικές συνθήκες
Οι κανονικές συνθήκες στη χημεία είναι η ατμοσφαιρική πίεση 760 mm Hg. Τέχνη. και θερμοκρασία 0 ° C. Με αυτές τις παραμέτρους, έχει διαπιστωθεί πειραματικά ότι η μάζα ενός λίτρου οξυγόνου είναι 1,43 kg. Επομένως, ο όγκος ενός mole οξυγόνου είναι 22,4 λίτρα. Κατά τον υπολογισμό του όγκου οποιουδήποτε αερίου, τα αποτελέσματα έδειξαν την ίδια τιμή. Έτσι η σταθερά Avogadro έβγαλε ένα άλλο συμπέρασμα σχετικά με τους όγκους των διαφόρων αερίων ουσιών: στο φυσιολογικές συνθήκεςένα mole από οποιοδήποτε αέριο στοιχείο καταλαμβάνει 22,4 λίτρα. Αυτή η σταθερά ονομάζεται μοριακός όγκος του αερίου.
> Ο αριθμός του Avogadro
Μάθετε τι είναι Ο αριθμός του Avogadroστις προσευχές. Μελετήστε την αναλογία της ποσότητας της ουσίας των μορίων και τον αριθμό Avogadro, την κίνηση Brown, τη σταθερά αερίου και τον Faraday.
Ο αριθμός των μορίων σε ένα mole ονομάζεται αριθμός Avogadro, ο οποίος είναι 6,02 x 10 23 mol -1.
Εκμάθηση εργασίας
- Κατανοήστε τη σχέση μεταξύ του αριθμού του Avogadro και των σπίλων.
Βασικά σημεία
- Ο Avogadro πρότεινε ότι στην περίπτωση ομοιόμορφης πίεσης και θερμοκρασίας, ίσοι όγκοι αερίων περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων.
- Η σταθερά Avogadro είναι ένας σημαντικός παράγοντας, καθώς συνδέει άλλες φυσικές σταθερές και ιδιότητες.
- Ο Άλμπερτ Αϊνστάιν πίστευε ότι αυτός ο αριθμός μπορούσε να προέλθει από τις ποσότητες Brownian κίνηση. Μετρήθηκε για πρώτη φορά το 1908 από τον Jean Perrin.
Οροι
- Η σταθερά του αερίου είναι η καθολική σταθερά (R) που προκύπτει από τον νόμο του ιδανικού αερίου. Εξάγεται από τη σταθερά Boltzmann και τον αριθμό Avogadro.
- Η σταθερά του Faraday είναι η ποσότητα ηλεκτρικού φορτίου ανά mole ηλεκτρονίων.
- Η κίνηση Brown είναι η τυχαία μετατόπιση στοιχείων που σχηματίζονται λόγω κρούσεων με μεμονωμένα μόρια σε ένα υγρό.
Εάν αντιμετωπίζετε μια αλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας, τότε είναι ευκολότερο να χρησιμοποιήσετε μια μονάδα διαφορετική από τον αριθμό των μορίων. Το mole είναι η βασική μονάδα στο διεθνές σύστημα και μεταφέρει μια ουσία που περιέχει τόσα άτομα όσα είναι αποθηκευμένα σε 12 g άνθρακα-12. Αυτή η ποσότητα ουσίας ονομάζεται αριθμός Avogadro.
Κατάφερε να δημιουργήσει μια σχέση μεταξύ των μαζών του ίδιου όγκου διαφορετικών αερίων (υπό συνθήκες ίδιας θερμοκρασίας και πίεσης). Αυτό συμβάλλει στη σχέση των μοριακών τους βαρών
Ο αριθμός Avogadro μεταφέρει τον αριθμό των μορίων σε ένα γραμμάριο οξυγόνου. Μην ξεχνάτε ότι πρόκειται για ένδειξη των ποσοτικών χαρακτηριστικών μιας ουσίας και όχι για ανεξάρτητο μέγεθος μέτρησης. Το 1811, ο Avogadro μάντεψε ότι ο όγκος ενός αερίου μπορεί να είναι ανάλογος με τον αριθμό των ατόμων ή των μορίων και αυτό δεν θα επηρεαστεί από τη φύση του αερίου (ο αριθμός είναι καθολικός).
Ο Jean Perinne κέρδισε το βραβείο Νόμπελ Φυσικής το 1926 για την εξαγωγή της σταθεράς του Avogadro. Άρα ο αριθμός του Avogadro είναι 6,02 x 10 23 mol -1.
επιστημονική σημασία
Η σταθερά Avogadro παίζει το ρόλο ενός σημαντικού κρίκου στις μακρο- και μικροσκοπικές φυσικές παρατηρήσεις. Χτίζει κάπως μια γέφυρα για άλλες φυσικές σταθερές και ιδιότητες. Για παράδειγμα, δημιουργεί μια σχέση μεταξύ της σταθεράς αερίου (R) και του Boltzmann (k):
R = kN A = 8,314472 (15) J mol-1 K-1.
Και επίσης μεταξύ της σταθεράς Faraday (F) και του στοιχειώδους φορτίου (e):
F = N A e = 96485,3383 (83) C mol-1.
Σταθερός υπολογισμός
Ο ορισμός του αριθμού επηρεάζει τον υπολογισμό της μάζας ενός ατόμου, η οποία προκύπτει διαιρώντας τη μάζα ενός mol αερίου με τον αριθμό του Avogadro. Το 1905, ο Άλμπερτ Αϊνστάιν πρότεινε την εξαγωγή του με βάση τα μεγέθη της κίνησης Brown. Αυτή ήταν η ιδέα που δοκίμασε ο Jean Perrin το 1908.
Mole - η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τόσα δομικά στοιχεία όσα άτομα υπάρχουν σε 12 g 12 C και τα δομικά στοιχεία είναι συνήθως άτομα, μόρια, ιόντα κ.λπ. Η μάζα 1 mol μιας ουσίας, εκφρασμένη σε γραμμάρια, είναι αριθμητικά ίσο με το mol του. μάζα. Έτσι, 1 mole νατρίου έχει μάζα 22,9898 g και περιέχει 6,02 10 23 άτομα. 1 mol φθοριούχου ασβεστίου CaF 2 έχει μάζα (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g και περιέχει 6,02 10 23 μόρια, όπως 1 mol τετραχλωράνθρακα CCl 4 , του οποίου η μάζα είναι (12,0151 + 53 κτλ.)
Ο νόμος του Avogadro.
Στην αυγή της ανάπτυξης ατομική θεωρία(1811) Ο A. Avogadro διατύπωσε μια υπόθεση σύμφωνα με την οποία, στην ίδια θερμοκρασία και πίεση, ίσοι όγκοι ιδανικών αερίων περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων. Αυτή η υπόθεση αποδείχθηκε αργότερα ότι ήταν απαραίτητη συνέπεια της κινητικής θεωρίας, και τώρα είναι γνωστή ως νόμος του Avogadro. Μπορεί να διαμορφωθεί ως εξής: ένα mole οποιουδήποτε αερίου στην ίδια θερμοκρασία και πίεση καταλαμβάνει τον ίδιο όγκο, σε τυπική θερμοκρασία και πίεση (0 ° C, 1,01×10 5 Pa) ίση με 22,41383 λίτρα. Αυτή η ποσότητα είναι γνωστή ως μοριακός όγκος του αερίου.
Ο ίδιος ο Avogadro δεν έκανε εκτιμήσεις για τον αριθμό των μορίων σε έναν δεδομένο όγκο, αλλά κατάλαβε ότι αυτή ήταν μια πολύ μεγάλη ποσότητα. Η πρώτη προσπάθεια να βρεθεί ο αριθμός των μορίων που καταλαμβάνουν έναν δεδομένο όγκο έγινε το 1865 από τον J. Loschmidt. βρέθηκε ότι 1 cm 3 ενός ιδανικού αερίου υπό κανονικές (τυπικές) συνθήκες περιέχει 2,68675×10 19 μόρια. Με το όνομα αυτού του επιστήμονα, η καθορισμένη τιμή ονομαζόταν αριθμός Loschmidt (ή σταθερά). Από τότε έχει αναπτυχθεί μεγάλος αριθμόςανεξάρτητες μέθοδοι για τον προσδιορισμό του αριθμού Avogadro. Η εξαιρετική συμφωνία των λαμβανόμενων τιμών είναι μια πειστική απόδειξη της πραγματικής ύπαρξης των μορίων.
Μέθοδος Loschmidt
έχει μόνο ιστορικό ενδιαφέρον. Βασίζεται στην υπόθεση ότι το υγροποιημένο αέριο αποτελείται από στενά συσκευασμένα σφαιρικά μόρια. Μετρώντας τον όγκο του υγρού που σχηματίστηκε από έναν δεδομένο όγκο αερίου και γνωρίζοντας περίπου τον όγκο των μορίων αερίου (ο όγκος αυτός θα μπορούσε να αναπαρασταθεί με βάση ορισμένες ιδιότητες του αερίου, όπως το ιξώδες), ο Loschmidt έλαβε μια εκτίμηση του Avogadro αριθμός ~10 22 .
Ορισμός με βάση τη μέτρηση του φορτίου ενός ηλεκτρονίου.
Η μονάδα ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας γνωστή ως αριθμός Faraday φά, είναι το φορτίο που μεταφέρεται από ένα mole ηλεκτρονίων, δηλ. φά = Ne, Οπου μιείναι το φορτίο ενός ηλεκτρονίου, Ν- ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε 1 mol ηλεκτρονίων (δηλαδή ο αριθμός του Avogadro). Ο αριθμός Faraday μπορεί να προσδιοριστεί μετρώντας την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται για τη διάλυση ή την καθίζηση 1 mol αργύρου. Προσεκτικές μετρήσεις που έγιναν από το Εθνικό Γραφείο Προτύπων των ΗΠΑ έδωσαν την αξία φά\u003d 96490,0 C και το φορτίο ηλεκτρονίων που μετρήθηκε με διάφορες μεθόδους (ιδιαίτερα, στα πειράματα του R. Milliken) είναι 1,602×10 -19 C. Από εδώ μπορείτε να βρείτε Ν. Αυτή η μέθοδος προσδιορισμού του αριθμού Avogadro φαίνεται να είναι μια από τις πιο ακριβείς.
Τα πειράματα του Perrin.
Με βάση την κινητική θεωρία, ελήφθη μια έκφραση που περιλαμβάνει τον αριθμό Avogadro που περιγράφει τη μείωση της πυκνότητας ενός αερίου (για παράδειγμα, αέρα) με το ύψος της στήλης αυτού του αερίου. Αν μπορούσαμε να υπολογίσουμε τον αριθμό των μορίων σε 1 cm 3 αερίου σε δύο διαφορετικά ύψη, τότε, χρησιμοποιώντας την υποδεικνυόμενη έκφραση, θα μπορούσαμε να βρούμε Ν. Δυστυχώς, αυτό δεν μπορεί να γίνει, αφού τα μόρια είναι αόρατα. Ωστόσο, το 1910, ο J. Perrin έδειξε ότι η παραπάνω έκφραση ισχύει και για εναιωρήματα κολλοειδών σωματιδίων, τα οποία είναι ορατά στο μικροσκόπιο. Η μέτρηση του αριθμού των σωματιδίων σε διαφορετικά ύψη στη στήλη αιωρήματος έδωσε έναν αριθμό Avogadro 6,82 x 10 23 . Από μια άλλη σειρά πειραμάτων στα οποία μετρήθηκε η μετατόπιση του μέσου τετραγώνου της ρίζας των κολλοειδών σωματιδίων ως αποτέλεσμα της κίνησής τους Brown, ο Perrin έλαβε την τιμή Ν\u003d 6,86 × 10 23. Στη συνέχεια, άλλοι ερευνητές επανέλαβαν ορισμένα από τα πειράματα του Perrin και έλαβαν τιμές που συμφωνούν καλά με αυτές που είναι επί του παρόντος αποδεκτές. Πρέπει να σημειωθεί ότι τα πειράματα του Perrin έγιναν σημείο καμπής στη στάση των επιστημόνων στην ατομική θεωρία της ύλης - νωρίτερα, ορισμένοι επιστήμονες το θεωρούσαν ως υπόθεση. Ο W. Ostwald, ένας εξαιρετικός χημικός εκείνης της εποχής, εξέφρασε αυτή την αλλαγή στις απόψεις του με τον ακόλουθο τρόπο: «Η αντιστοιχία της κίνησης Brown στις απαιτήσεις της κινητικής υπόθεσης ... ανάγκασε ακόμη και τους πιο απαισιόδοξους επιστήμονες να μιλήσουν για το πειραματικό απόδειξη της ατομικής θεωρίας».
Υπολογισμοί με χρήση του αριθμού Avogadro.
Με τη βοήθεια του αριθμού Avogadro, λήφθηκαν οι ακριβείς μάζες των ατόμων και των μορίων πολλών ουσιών: νάτριο, 3,819×10 -23 g (22,9898 g / 6,02×10 23), τετραχλωράνθρακας, 25,54×10 -23 g, κ.λπ. . Μπορεί επίσης να αποδειχθεί ότι 1 g νατρίου πρέπει να περιέχει περίπου 3×1022 άτομα αυτού του στοιχείου.
δείτε επίσης
Ο νόμος του Avogadro στη χημεία βοηθά στον υπολογισμό του όγκου, της μοριακής μάζας, της ποσότητας μιας αέριας ουσίας και της σχετικής πυκνότητας ενός αερίου. Η υπόθεση διατυπώθηκε από τον Amedeo Avogadro το 1811 και αργότερα επιβεβαιώθηκε πειραματικά.
Νόμος
Ο Joseph Gay-Lussac ήταν ο πρώτος που μελέτησε τις αντιδράσεις των αερίων το 1808. Διατύπωσε τους νόμους της θερμικής διαστολής των αερίων και τις ογκομετρικές αναλογίες, έχοντας λάβει από υδροχλώριο και αμμωνία (δύο αέρια) κρυσταλλική ουσία- NH 4 Cl (χλωριούχο αμμώνιο). Αποδείχθηκε ότι για τη δημιουργία του, είναι απαραίτητο να ληφθούν οι ίδιοι όγκοι αερίων. Επιπλέον, εάν ένα αέριο ήταν σε περίσσεια, τότε το "επιπλέον" μέρος μετά την αντίδραση παρέμενε αχρησιμοποίητο.
Λίγο αργότερα, ο Avogadro διατύπωσε το συμπέρασμα ότι στις ίδιες θερμοκρασίες και πιέσεις, ίσοι όγκοι αερίων περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων. Στην περίπτωση αυτή, τα αέρια μπορεί να έχουν διαφορετικές χημικές και φυσικές ιδιότητες.
Ρύζι. 1. Amedeo Avogadro.
Δύο συνέπειες προκύπτουν από τον νόμο του Avogadro:
- πρώτα - ένα mole αερίου υπό ίσες συνθήκες καταλαμβάνει τον ίδιο όγκο.
- δεύτερος - η αναλογία των μαζών ίσων όγκων δύο αερίων είναι ίση με την αναλογία των μοριακών μαζών τους και εκφράζει τη σχετική πυκνότητα ενός αερίου ως προς ένα άλλο (που συμβολίζεται με D).
Οι κανονικές συνθήκες (n.s.) είναι η πίεση P=101,3 kPa (1 atm) και η θερμοκρασία T=273 K (0°C). Υπό κανονικές συνθήκες, ο μοριακός όγκος των αερίων (ο όγκος μιας ουσίας στην ποσότητα της) είναι 22,4 l / mol, δηλ. 1 mol αερίου (6,02 ∙ 10 23 μόρια - σταθερός αριθμός Avogadro) καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρων. Ο μοριακός όγκος (V m) είναι σταθερή τιμή.
Ρύζι. 2. Κανονικές συνθήκες.
Επίλυση προβλήματος
Η κύρια έννοια του νόμου είναι η ικανότητα εκτέλεσης χημικούς υπολογισμούς. Με βάση την πρώτη συνέπεια του νόμου, μπορείτε να υπολογίσετε την ποσότητα της αέριας ύλης μέσω του όγκου χρησιμοποιώντας τον τύπο:
όπου V είναι ο όγκος του αερίου, V m είναι ο μοριακός όγκος, n είναι η ποσότητα της ουσίας, μετρούμενη σε mol.
Το δεύτερο συμπέρασμα από το νόμο του Avogadro αφορά τον υπολογισμό της σχετικής πυκνότητας ενός αερίου (ρ). Η πυκνότητα υπολογίζεται χρησιμοποιώντας τον τύπο m/V. Αν λάβουμε υπόψη 1 mol αερίου, τότε ο τύπος πυκνότητας θα μοιάζει με αυτό:
ρ (αέριο) = M/V m ,
όπου M είναι η μάζα ενός mole, δηλ. μοριακή μάζα.
Για τον υπολογισμό της πυκνότητας ενός αερίου από ένα άλλο αέριο, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε την πυκνότητα των αερίων. Γενικός τύποςΗ σχετική πυκνότητα του αερίου έχει ως εξής:
D(y)x = ρ(x) / ρ(y),
όπου ρ(x) είναι η πυκνότητα ενός αερίου, ρ(y) είναι η πυκνότητα του δεύτερου αερίου.
Αν αντικαταστήσουμε τον υπολογισμό της πυκνότητας στον τύπο, παίρνουμε:
D (y) x \u003d M (x) / V m / M (y) / V m.
Ο μοριακός όγκος μειώνεται και παραμένει
D(y)x = M(x) / M(y).
Σκεφτείτε πρακτική χρήσηνόμος στο παράδειγμα δύο εργασιών:
- Πόσα λίτρα CO 2 θα ληφθούν από 6 mol MgCO 3 στην αντίδραση αποσύνθεσης MgCO 3 σε οξείδιο του μαγνησίου και διοξείδιο του άνθρακα (n.o.);
- Ποια είναι η σχετική πυκνότητα του CO 2 για το υδρογόνο και για τον αέρα;
Ας λύσουμε πρώτα το πρώτο πρόβλημα.
n(MgCO 3) = 6 mol
MgCO 3 \u003d MgO + CO 2
Η ποσότητα του ανθρακικού μαγνησίου και διοξείδιο του άνθρακαμε τον ίδιο τρόπο (ένα μόριο το καθένα), επομένως n (CO 2) \u003d n (MgCO 3) \u003d 6 mol. Από τον τύπο n \u003d V / V m, μπορείτε να υπολογίσετε τον όγκο:
V = nV m, δηλ. V (CO 2) \u003d n (CO 2) ∙ V m \u003d 6 mol ∙ 22,4 l / mol \u003d 134,4 l
Απάντηση: V (CO 2) \u003d 134,4 l
Λύση του δεύτερου προβλήματος:
- D (H2) CO 2 \u003d M (CO 2) / M (H 2) \u003d 44 g / mol / 2 g / mol \u003d 22;
- D (αέρας) CO 2 \u003d M (CO 2) / M (αέρας) \u003d 44 g / mol / 29 g / mol \u003d 1,52.
Ρύζι. 3. Τύποι για την ποσότητα της ουσίας κατ' όγκο και σχετική πυκνότητα.
Οι τύποι του νόμου του Avogadro λειτουργούν μόνο για αέριες ουσίες. Δεν ισχύουν για υγρά και στερεά.
Τι μάθαμε;
Σύμφωνα με τη διατύπωση του νόμου, ίσοι όγκοι αερίων υπό τις ίδιες συνθήκες περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων. Υπό κανονικές συνθήκες (n.c.), η τιμή του μοριακού όγκου είναι σταθερή, δηλ. Το V m για τα αέρια είναι πάντα 22,4 l/mol. Από το νόμο προκύπτει ότι ο ίδιος αριθμός μορίων διαφορετικών αερίων υπό κανονικές συνθήκες καταλαμβάνει τον ίδιο όγκο, καθώς και η σχετική πυκνότητα ενός αερίου σε ένα άλλο - ο λόγος της μοριακής μάζας ενός αερίου προς τη μοριακή μάζα του δεύτερου αέριο.
Κουίζ θέματος
Έκθεση Αξιολόγησης
Μέση βαθμολογία: 4 . Συνολικές βαθμολογίες που ελήφθησαν: 261.
