Sabemos por un curso de química escolar que si tomamos un mol de cualquier sustancia, contendrá 6.02214084(18).10^23 átomos u otros elementos estructurales (moléculas, iones, etc.). Por comodidad, el número de Avogadro se suele escribir de esta forma: 6,02. 10^23.
Sin embargo, ¿por qué la constante de Avogadro (en ucraniano “se convirtió en Avogadro”) es exactamente igual a este valor? No hay respuesta a esta pregunta en los libros de texto, y los historiadores de la química ofrecen la respuesta más diferentes versiones. Parece que el número de Avogadro tiene cierta significado secreto. Después de todo, existen números mágicos, entre los que algunos incluyen pi, números de Fibonacci, siete (en el este ocho), 13, etc. Lucharemos contra el vacío de información. No hablaremos de quién es Amedeo Avogadro y de por qué un cráter de la Luna también recibió su nombre en honor a este científico, además de la ley que formuló y la constante que encontró. Ya se han escrito muchos artículos sobre esto.
Para ser precisos, no participé en el recuento de moléculas o átomos en ningún volumen específico. El primero que intentó averiguar cuántas moléculas de gas.
contenido en un volumen dado a la misma presión y temperatura, fue Joseph Loschmidt, y esto fue en 1865. Como resultado de sus experimentos, Loschmidt llegó a la conclusión de que en un centímetro cúbico de cualquier gas en condiciones normales es 2,68675. 10^19 moléculas.
Posteriormente, se inventaron métodos independientes para determinar el número de Avogadro y, dado que los resultados coincidieron en su mayoría, esto una vez más habló a favor de la existencia real de moléculas. En este momento el número de métodos superó los 60, pero en últimos años Los científicos están tratando de mejorar aún más la precisión de la estimación introduciendo una nueva definición del término "kilogramo". Hasta ahora, el kilogramo se ha comparado con un estándar material elegido sin ninguna definición fundamental.
Sin embargo, volvamos a nuestra pregunta: ¿por qué esta constante es igual a 6,022? 10^23?
En química, en 1973, por conveniencia en los cálculos, se propuso introducir un concepto como "cantidad de sustancia". El mol se convirtió en la unidad básica para medir cantidades. Según las recomendaciones de la IUPAC, la cantidad de cualquier sustancia es proporcional a la cantidad de su sustancia específica. partículas elementales. El coeficiente de proporcionalidad no depende del tipo de sustancia y el número de Avogadro es su recíproco.
Para mayor claridad, tomemos un ejemplo. Como se sabe por la definición de unidad de masa atómica, 1 a.u.m. corresponde a una duodécima parte de la masa de un átomo de carbono 12C y es 1,66053878,10^(−24) gramos. Si multiplicas 1 uma. por la constante de Avogadro, obtenemos 1.000 g/mol. Ahora tomemos algo de, digamos, berilio. Según la tabla, la masa de un átomo de berilio es 9,01 uma. Calculemos a qué es igual un mol de átomos de este elemento:
6,02 x 10^23 mol-1 * 1,66053878x10^(−24) gramos * 9,01 = 9,01 gramos/mol.
Así, resulta que numéricamente coincide con el atómico.
La constante de Avogadro fue elegida especialmente para que la masa molar correspondiera a una cantidad atómica o adimensional, relativa molecular. Podemos decir que el número de Avogadro debe su aparición, por un lado, a la unidad atómica de masa, y por otro, a la unidad generalmente aceptada para comparar masas: el gramo.
Se convirtió en un verdadero avance en la química teórica y contribuyó al hecho de que las conjeturas hipotéticas se convirtieron en grandes descubrimientos en el campo de la química de los gases. Las suposiciones de los químicos recibieron evidencia convincente en forma de fórmulas matemáticas y relaciones simples, y los resultados de los experimentos permitieron ahora sacar conclusiones de gran alcance. Además, el investigador italiano dedujo características cuantitativas número de partículas estructurales elemento químico. Posteriormente, el número de Avogadro se convirtió en una de las constantes más importantes de la física y la química modernas.
Ley de relaciones volumétricas.
El honor de ser el descubridor de las reacciones de los gases pertenece a Gay-Lussac, un científico francés de finales del siglo XVIII. Este investigador dio al mundo una ley muy conocida que gobierna todas las reacciones asociadas con la expansión de los gases. Gay-Lussac midió los volúmenes de gases antes de la reacción y los volúmenes resultantes. interacción química. Como resultado del experimento, el científico llegó a una conclusión conocida como la ley de las relaciones volumétricas simples. Su esencia es que los volúmenes de gases antes y después están relacionados entre sí como pequeños números enteros.
Por ejemplo, cuando interactúan sustancias gaseosas, correspondientes, por ejemplo, a un volumen de oxígeno y dos volúmenes de hidrógeno, se obtienen dos volúmenes de agua vaporosa, y así sucesivamente.
La ley de Gay-Lussac es válida si todas las mediciones de volumen se realizan a la misma presión y temperatura. Esta ley resultó ser muy importante para el físico italiano Avogadro. Guiado por él, dedujo su hipótesis, que tuvo amplias consecuencias en la química y la física de los gases, y calculó el número de Avogadro.
científico italiano
ley de avogadro
En 1811, Avogadro llegó a comprender que volúmenes iguales de gases arbitrarios a temperaturas y presiones constantes contienen el mismo número de moléculas.
Esta ley, que más tarde recibió el nombre del científico italiano, introdujo en la ciencia la idea de las partículas más pequeñas de la materia: las moléculas. La química se dividió en la ciencia empírica que era y la ciencia cuantitativa en la que se convirtió. Avogadro enfatizó especialmente el hecho de que los átomos y las moléculas no son lo mismo, y que los átomos son los componentes básicos de todas las moléculas.
La ley del investigador italiano le permitió llegar a una conclusión sobre el número de átomos en las moléculas de varios gases. Por ejemplo, después de deducir la ley de Avogadro, confirmó la suposición de que las moléculas de gases como el oxígeno, el hidrógeno, el cloro y el nitrógeno están formadas por dos átomos. También fue posible establecer las masas atómicas y moleculares de elementos compuestos por diferentes átomos.
Masas atómicas y moleculares.
Al calcular el peso atómico de un elemento, inicialmente se tomó como unidad de medida la masa del hidrógeno, como sustancia química más ligera. Pero las masas atómicas de muchos sustancias químicas se calculan como la proporción de sus compuestos de oxígeno, es decir, la proporción de oxígeno e hidrógeno se tomó como 16:1. Esta fórmula era algo incómoda para las mediciones, por lo que se tomó como estándar de masa atómica la masa del isótopo de carbono, la sustancia más común en la Tierra.
El principio de determinar las masas de diversas sustancias gaseosas en equivalente molecular se basa en la ley de Avogadro. En 1961 fue adoptado un sistema recuento de cantidades atómicas relativas, que se basa en una unidad convencional igual a 1/12 de la masa de un isótopo de carbono 12 C. El nombre abreviado de la unidad de masa atómica es a.m.u. Según esta escala, masa atomica el oxígeno es 15,999 uma y el carbono es 1,0079 uma. Así surgió una nueva definición: masa atómica relativa es la masa de un átomo de una sustancia, expresada en uma.
Masa de una molécula de una sustancia.
Cualquier sustancia está formada por moléculas. La masa de dicha molécula se expresa en uma; este valor es igual a la suma de todos los átomos que componen su composición. Por ejemplo, una molécula de hidrógeno tiene una masa de 2,0158 uma, es decir, 1,0079 x 2, y la masa molecular del agua se puede calcular a partir de su fórmula química H 2 O. Dos átomos de hidrógeno y un solo átomo de oxígeno suman 18,0152 uma.
El valor de la masa atómica de cada sustancia suele denominarse masa molecular relativa.
Hasta hace poco, en lugar del concepto de "masa atómica", se utilizaba la frase "peso atómico". Actualmente no se utiliza, pero todavía se encuentra en libros de texto y trabajos científicos antiguos.
Unidad de cantidad de sustancia
Junto con las unidades de volumen y masa en química se utiliza. medida especial cantidad de sustancia llamada mol. Esta unidad muestra la cantidad de una sustancia que contiene tantas moléculas, átomos y otras partículas estructurales como las contenidas en 12 g del isótopo de carbono 12 C. En la aplicación práctica de un mol de una sustancia, se debe tener en cuenta qué partículas de Se entiende por elementos: iones, átomos o moléculas. Por ejemplo, los moles de iones H+ y los moles de moléculas de H2 son medidas completamente diferentes.
Actualmente, la cantidad de sustancia por mol de sustancia se mide con gran precisión.
Los cálculos prácticos muestran que el número de unidades estructurales en un mol es 6,02 x 10 23. Esta constante se llama número de Avogadro. Esta cantidad química, que lleva el nombre del científico italiano, muestra el número de unidades estructurales en un mol de cualquier sustancia, independientemente de su estructura interna, composición y origen.
Masa molar
La masa de un mol de una sustancia en química se llama “masa molar”; esta unidad se expresa como la relación g/mol. Usando el valor de masa molar en la práctica, podemos ver que la masa molar del hidrógeno es 2,02158 g/mol, la del oxígeno es 1,0079 g/mol, y así sucesivamente.
Consecuencias de la ley de Avogadro
La ley de Avogadro es bastante aplicable para determinar la cantidad de una sustancia al calcular el volumen de un gas. El mismo número de moléculas de cualquier sustancia gaseosa, en condiciones constantes, ocupan el mismo volumen. Por otro lado, 1 mol de cualquier sustancia contiene un número constante de moléculas. La conclusión se sugiere por sí sola: a temperatura y presión constantes, un mol de sustancia gaseosa ocupa un volumen constante y contiene el mismo número de moléculas. El número de Avogadro indica que 1 mol de gas contiene 6,02 x 1023 moléculas.
Cálculo del volumen de gas para condiciones normales.
Las condiciones normales en química son Presión atmosférica 760mmHg Arte. y temperatura 0 o C. Con estos parámetros se ha establecido experimentalmente que la masa de un litro de oxígeno es de 1,43 kg. Por tanto, el volumen de un mol de oxígeno es 22,4 litros. Al calcular el volumen de cualquier gas, los resultados arrojaron el mismo valor. Entonces, la constante de Avogadro llegó a otra conclusión con respecto a los volúmenes de diversas sustancias gaseosas: cuando condiciones normales Un mol de cualquier elemento gaseoso ocupa 22,4 litros. Este valor constante se llama volumen molar del gas.
> El número de Avogadro
Descubre lo que es igual El número de Avogadro en moles. Estudia la relación entre la cantidad de sustancia de las moléculas y el número de Avogadro, el movimiento browniano, la constante de los gases y Faraday.
El número de moléculas en un mol se llama número de Avogadro, que es 6,02 x 10 23 mol -1.
Objetivo de aprendizaje
- Comprender la conexión entre el número de Avogadro y los moles.
Puntos principales
- Avogadro propuso que en el caso de igual presión y temperatura, volúmenes iguales de gas contienen el mismo número de moléculas.
- Las constantes posiciones de Avogadro factor importante, ya que conecta otras constantes y propiedades físicas.
- Albert Einstein creía que este número podría derivarse de las cantidades movimiento browniano. Fue medido por primera vez en 1908 por Jean Perrin.
Términos
- La constante de los gases es la constante universal (R), que se deriva de la ley de los gases ideales. Se obtiene a partir de la constante de Boltzmann y el número de Avogadro.
- La constante de Faraday es la cantidad de carga eléctrica por mol de electrones.
- El movimiento browniano es el desplazamiento aleatorio de elementos formados debido al impacto de moléculas individuales en un líquido.
Si se enfrenta a un cambio en la cantidad de una sustancia, es más fácil utilizar una unidad distinta al número de moléculas. El mol sirve como unidad básica en el sistema internacional y transporta una sustancia que contiene la misma cantidad de átomos que los almacenados en 12 g de carbono-12. Esta cantidad de sustancia se llama número de Avogadro.
Logró establecer una conexión entre masas del mismo volumen de diferentes gases (en condiciones de la misma temperatura y presión). Esto promueve la relación de sus masas moleculares.
El número de Avogadro representa el número de moléculas que hay en un gramo de oxígeno. Recuerde que esto es una indicación de una característica cuantitativa de una sustancia y no una dimensión de medición independiente. En 1811, Avogadro supuso que el volumen de un gas podría ser proporcional al número de átomos o moléculas y esto no se vería afectado por la naturaleza del gas (el número es universal).
El Premio Nobel de Física fue concedido a Jean Perinne en 1926 por su derivación de la constante de Avogadro. Entonces el número de Avogadro es 6,02 x 10 23 mol -1.
Importancia científica
La constante de Avogadro desempeña el papel de un vínculo importante en las observaciones naturales macro y microscópicas. En cierto modo tiende un puente para otras constantes y propiedades físicas. Por ejemplo, establece una conexión entre la constante de los gases (R) y la constante de Boltzmann (k):
R = kNA = 8,314472 (15) J mol -1 K -1 .
Y también entre la constante de Faraday (F) y la carga elemental (e):
F = N A e = 96485,3383 (83) C mol -1 .
Cálculo de constante
La determinación del número incide en el cálculo de la masa del átomo, que se obtiene dividiendo la masa de un mol de gas por el número de Avogadro. En 1905, Albert Einstein propuso derivarlo basándose en la magnitud del movimiento browniano. Fue esta idea la que Jean Perrin puso a prueba en 1908.
Mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantos elementos estructurales como átomos hay en 12 g de 12 C, y los elementos estructurales suelen ser átomos, moléculas, iones, etc. La masa de 1 mol de una sustancia, expresado en gramos, es numéricamente igual a su mol. masa. Así, 1 mol de sodio tiene una masa de 22,9898 gy contiene 6,02·10 23 átomos; 1 mol de fluoruro de calcio CaF 2 tiene una masa de (40,08 + 2 18,998) = 78,076 gy contiene 6,02 10 23 moléculas, al igual que 1 mol de tetracloruro de carbono CCl 4, cuya masa es (12,011 + 4 35,453) = 153,823 g, etc.
La ley de Avogadro.
En los albores del desarrollo Teoría atómica(1811) A. Avogadro propuso una hipótesis según la cual, a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de gases ideales contienen el mismo número de moléculas. Posteriormente se demostró que esta hipótesis era una consecuencia necesaria de la teoría cinética y ahora se conoce como ley de Avogadro. Se puede formular de la siguiente manera: un mol de cualquier gas a la misma temperatura y presión ocupa el mismo volumen, a temperatura y presión estándar (0 °C, 1,01×10 5 Pa) igual a 22,41383 litros. Esta cantidad se conoce como volumen molar de un gas.
El propio Avogadro no estimó el número de moléculas en un volumen determinado, pero entendió que se trataba de un valor muy grande. El primer intento de encontrar el número de moléculas que ocupan un volumen determinado lo realizó en 1865 J. Loschmidt; Se encontró que 1 cm 3 de un gas ideal en condiciones normales (estándar) contiene 2,68675 × 10 19 moléculas. Después del nombre de este científico, el valor indicado se llamó número de Loschmidt (o constante). Desde entonces se ha desarrollado Número grande métodos independientes para determinar el número de Avogadro. La excelente concordancia entre los valores obtenidos es una prueba convincente de la existencia real de las moléculas.
método loschmidt
es sólo de interés histórico. Se basa en el supuesto de que el gas licuado está formado por moléculas esféricas muy compactas. Al medir el volumen de líquido que se formó a partir de un volumen determinado de gas y conociendo aproximadamente el volumen de las moléculas del gas (este volumen podría representarse en función de algunas propiedades del gas, como la viscosidad), Loschmidt obtuvo una estimación del número de Avogadro. ~10 22.
Determinación basada en la medición de la carga de un electrón.
Unidad de cantidad de electricidad conocida como número de Faraday. F, es la carga transportada por un mol de electrones, es decir F = Nordeste, Dónde mi– carga de electrones, norte– el número de electrones en 1 mol de electrones (es decir, el número de Avogadro). El número de Faraday se puede determinar midiendo la cantidad de electricidad necesaria para disolver o precipitar 1 mol de plata. Mediciones cuidadosas realizadas por la Oficina Nacional de Estándares de EE. UU. dieron el valor F= 96490,0 C, y la carga del electrón, medida diferentes metodos(en particular, en los experimentos de R. Millikan), es igual a 1,602×10 –19 C. Desde aquí puedes encontrar norte. Este método para determinar el número de Avogadro parece ser uno de los más precisos.
Los experimentos de Perrin.
A partir de la teoría cinética se obtuvo una expresión que incluye el número de Avogadro y que describe la disminución de la densidad de un gas (por ejemplo, el aire) con la altura de la columna de este gas. Si pudiéramos calcular el número de moléculas en 1 cm 3 de gas a dos alturas diferentes, entonces, usando la expresión anterior, podríamos encontrar norte. Desafortunadamente, esto es imposible de hacer porque las moléculas son invisibles. Sin embargo, en 1910 J. Perrin demostró que la expresión mencionada también es válida para suspensiones de partículas coloidales visibles al microscopio. Contando el número de partículas ubicadas a diferentes alturas en la columna de suspensión se obtuvo el número de Avogadro 6,82×10 23. De otra serie de experimentos en los que se midió el desplazamiento cuadrático medio de partículas coloidales como resultado de su movimiento browniano, Perrin obtuvo el valor norte= 6,86Х10 23. Posteriormente, otros investigadores repitieron algunos de los experimentos de Perrin y obtuvieron valores que concuerdan bastante con los aceptados actualmente. Cabe señalar que los experimentos de Perrin marcaron un punto de inflexión en la actitud de los científicos hacia la teoría atómica de la materia; anteriormente, algunos científicos la consideraban una hipótesis. W. Ostwald, un químico destacado de esa época, expresó este cambio de opiniones de la siguiente manera: “La correspondencia del movimiento browniano con los requisitos de la hipótesis cinética... obligó incluso a los científicos más pesimistas a hablar de la prueba experimental de la teoría atómica. .”
Cálculos utilizando el número de Avogadro.
Utilizando el número de Avogadro se obtuvieron valores exactos de la masa de átomos y moléculas de muchas sustancias: sodio, 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tetracloruro de carbono, 25,54×10 –23 g, etc. . También se puede demostrar que 1 g de sodio debe contener aproximadamente 3x1022 átomos de este elemento.
ver también
La ley de Avogadro en química ayuda a calcular el volumen, la masa molar, la cantidad de sustancia gaseosa y la densidad relativa del gas. La hipótesis fue formulada por Amedeo Avogadro en 1811 y posteriormente fue confirmada experimentalmente.
Ley
Joseph Gay-Lussac fue el primero en estudiar las reacciones de los gases en 1808. Formuló las leyes de la expansión térmica de los gases y las relaciones volumétricas, obteniendo a partir de cloruro de hidrógeno y amoníaco (dos gases). sustancia cristalina- NH 4 Cl (cloruro de amonio). Resultó que para crearlo es necesario tomar los mismos volúmenes de gases. Además, si un gas sobraba, la parte “sobrante” quedaba sin usar después de la reacción.
Un poco más tarde, Avogadro llegó a la conclusión de que a las mismas temperaturas y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. Además, los gases pueden tener diferentes propiedades químicas y físicas.
Arroz. 1. Amadeo Avogadro.
La ley de Avogadro tiene dos consecuencias:
- primero - un mol de gas, en igualdad de condiciones, ocupa el mismo volumen;
- segundo - la relación de las masas de volúmenes iguales de dos gases es igual a la relación de sus masas molares y expresa la densidad relativa de un gas sobre el otro (indicada por D).
Se consideran condiciones normales (n.s.) la presión P=101,3 kPa (1 atm) y la temperatura T=273 K (0°C). En condiciones normales, el volumen molar de los gases (el volumen de una sustancia dividido por su cantidad) es de 22,4 l/mol, es decir 1 mol de gas (6,02 ∙ 10 23 moléculas - numero constante Avogadro) ocupa un volumen de 22,4 litros. El volumen molar (V m) es un valor constante.
Arroz. 2. Condiciones normales.
resolución de problemas
El principal significado de la ley es la capacidad de llevar a cabo cálculos químicos. Basándonos en el primer corolario de la ley, podemos calcular la cantidad de una sustancia gaseosa en volumen mediante la fórmula:
donde V es el volumen de gas, V m es el volumen molar, n es la cantidad de sustancia medida en moles.
La segunda conclusión de la ley de Avogadro se refiere al cálculo de la densidad relativa del gas (ρ). La densidad se calcula usando la fórmula m/V. Si consideramos 1 mol de gas, la fórmula de densidad quedará así:
ρ (gas) = M/V·m,
donde M es la masa de un mol, es decir masa molar.
Para calcular la densidad de un gas a partir de otro gas, es necesario conocer las densidades de los gases. Formula general La densidad relativa del gas es la siguiente:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
donde ρ(x) es la densidad de un gas, ρ(y) es la densidad del segundo gas.
Si sustituyes el cálculo de la densidad en la fórmula, obtienes:
D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .
El volumen molar se reduce y permanece
D (y) x = M(x) / M(y).
Consideremos uso práctico ley usando el ejemplo de dos problemas:
- ¿Cuántos litros de CO 2 se obtendrán a partir de 6 moles de MgCO 3 durante la descomposición de MgCO 3 en óxido de magnesio y dióxido de carbono (n.s.)?
- ¿A qué es igual? densidad relativa¿CO 2 por hidrógeno y por aire?
Resolvamos primero el primer problema.
norte(MgCO3) = 6 moles
MgCO 3 = MgO+CO 2
La cantidad de carbonato de magnesio y dióxido de carbono lo mismo (una molécula a la vez), entonces n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. A partir de la fórmula n = V/V m se puede calcular el volumen:
V = nV m, es decir V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Respuesta: V(CO 2) = 134,4 l
Solución al segundo problema:
- D(H2)CO2 = M(CO2)/M(H2) = 44 g/mol/2 g/mol = 22;
- D (aire) CO 2 = M(CO 2) / M (aire) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Arroz. 3. Fórmulas para la cantidad de sustancia en volumen y densidad relativa.
Las fórmulas de la ley de Avogadro sólo funcionan para sustancias gaseosas. No son aplicables a líquidos y sólidos.
¿Qué hemos aprendido?
Según la formulación de la ley, volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones contienen el mismo número de moléculas. En condiciones normales (n.s.), el valor del volumen molar es constante, es decir V m para gases es siempre igual a 22,4 l/mol. De la ley se deduce que la misma cantidad de moléculas de diferentes gases en condiciones normales ocupan el mismo volumen, así como la densidad relativa de un gas en comparación con otro: la relación entre la masa molar de un gas y la masa molar del segundo gas.
Prueba sobre el tema.
Evaluación del informe
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