Știm dintr-un curs de chimie școlar că dacă luăm un mol din orice substanță, atunci acesta va conține 6,02214084(18).10^23 de atomi sau alte elemente structurale (molecule, ioni etc.). Pentru comoditate, numărul lui Avogadro este de obicei scris sub această formă: 6.02. 10^23.
Cu toate acestea, de ce este constanta lui Avogadro (în ucraineană „a devenit Avogadro”) egală exact cu această valoare? Nu există un răspuns la această întrebare în manuale, iar istoricii chimiei oferă cel mai mult versiuni diferite. Se pare că numărul lui Avogadro are un anumit sens secret. La urma urmei, există numere magice, dintre care unele includ pi, numere Fibonacci, șapte (în est, opt), 13 etc. Vom lupta cu vidul informațional. Nu vom vorbi despre cine este Amedeo Avogadro și de ce un crater de pe Lună a fost numit și în onoarea acestui om de știință, pe lângă legea pe care a formulat-o și constanta pe care a găsit-o. Au fost deja scrise multe articole despre asta.
Ca să fiu precis, nu am fost implicat în numărarea moleculelor sau atomilor într-un anumit volum. Primul care a încercat să afle câte molecule de gaz
conținut într-un volum dat la aceeași presiune și temperatură, a fost Joseph Loschmidt, și asta a fost în 1865. Ca rezultat al experimentelor sale, Loschmidt a ajuns la concluzia că într-un centimetru cub de orice gaz din conditii normale este 2,68675 . 10^19 molecule.
Ulterior, au fost inventate metode independente pentru a determina numărul lui Avogadro și, deoarece rezultatele au fost în mare parte consistente, acest lucru a vorbit din nou în favoarea existenței reale a moleculelor. Pe în acest moment numarul metodelor a depasit 60, dar in ultimii ani oamenii de știință încearcă să îmbunătățească în continuare acuratețea estimării pentru a introduce o nouă definiție a termenului „kilogram”. Până acum, kilogramul a fost comparat cu un standard de material ales fără nicio definiție fundamentală.
Cu toate acestea, să revenim la întrebarea noastră - de ce această constantă este egală cu 6,022. 10^23?
În chimie, în 1973, pentru comoditate în calcule, s-a propus introducerea unui astfel de concept ca „cantitate de substanță”. Alunița a devenit unitatea de bază pentru măsurarea cantității. Conform recomandărilor IUPAC, cantitatea oricărei substanțe este proporțională cu cantitatea de specificul acesteia particule elementare. Coeficientul de proporționalitate nu depinde de tipul de substanță, iar numărul lui Avogadro este reciprocul acestuia.
Pentru claritate, să luăm un exemplu. După cum se știe din definiția unității de masă atomică, 1 a.u.m. corespunde unei douăsprezece din masa unui atom de carbon 12C și este de 1,66053878,10^(−24) grame. Dacă înmulțiți 1 amu. prin constanta lui Avogadro, obținem 1.000 g/mol. Acum să luăm niște, să zicem, beriliu. Conform tabelului, masa unui atom de beriliu este de 9,01 amu. Să calculăm cu ce este egal un mol de atomi ai acestui element:
6,02 x 10^23 mol-1 * 1,66053878x10^(−24) grame * 9,01 = 9,01 grame/mol.
Astfel, rezultă că numeric coincide cu cel atomic.
Constanta lui Avogadro a fost special aleasă astfel încât masa molară să corespundă unei mărimi atomice sau adimensionale - moleculară relativă Putem spune că numărul lui Avogadro își datorează aspectul, pe de o parte, unității atomice de masă, iar pe de altă parte. unitate general acceptată pentru compararea masei - gramul.
El a devenit o adevărată descoperire în chimia teoretică și a contribuit la faptul că presupunerile ipotetice s-au transformat în mari descoperiri în domeniul chimiei gazelor. Ipotezele chimiștilor au primit dovezi convingătoare sub formă de formule matematice și relații simple, iar rezultatele experimentelor au făcut acum posibilă tragerea unor concluzii de amploare. În plus, a dedus cercetătorul italian caracteristici cantitative numărul de particule structurale element chimic. Numărul lui Avogadro a devenit ulterior una dintre cele mai importante constante din fizica și chimia modernă.
Legea relațiilor volumetrice
Onoarea de a fi descoperitorul reacțiilor gazoase îi aparține lui Gay-Lussac, un om de știință francez de la sfârșitul secolului al XVIII-lea. Acest cercetător a dat lumii o lege binecunoscută care guvernează toate reacțiile asociate cu expansiunea gazelor. Gay-Lussac a măsurat volumele de gaze înainte de reacție și volumele rezultate interacțiune chimică. În urma experimentului, omul de știință a ajuns la o concluzie cunoscută sub numele de legea relațiilor volumetrice simple. Esența sa este că volumele de gaze înainte și după sunt legate între ele ca numere întregi mici.
De exemplu, atunci când substanțele gazoase interacționează, corespunzând, de exemplu, unui volum de oxigen și două volume de hidrogen, se obțin două volume de apă vaporoasă și așa mai departe.
Legea lui Gay-Lussac este valabilă dacă toate măsurătorile de volum au loc la aceeași presiune și temperatură. Această lege s-a dovedit a fi foarte importantă pentru fizicianul italian Avogadro. Ghidat de aceasta, el a derivat ipoteza sa, care a avut consecințe de amploare în chimia și fizica gazelor și a calculat numărul lui Avogadro.
om de știință italian
legea lui Avogadro
În 1811, Avogadro a ajuns la înțelegerea că volume egale de gaze arbitrare la temperaturi și presiuni constante conțin același număr de molecule.
Această lege, numită ulterior după omul de știință italian, a introdus în știință ideea celor mai mici particule de materie - molecule. Chimia a fost împărțită în știința empirică care a fost și știința cantitativă care a devenit. Avogadro a subliniat în special faptul că atomii și moleculele nu sunt același lucru și că atomii sunt elementele de bază ale tuturor moleculelor.
Legea cercetătorului italian i-a permis să ajungă la o concluzie despre numărul de atomi din moleculele diferitelor gaze. De exemplu, după ce a dedus legea lui Avogadro, el a confirmat presupunerea că moleculele de gaze precum oxigenul, hidrogenul, clorul, azotul constau din doi atomi. De asemenea, a devenit posibilă stabilirea maselor atomice și moleculare ale elementelor formate din diferiți atomi.
Masele atomice și moleculare
La calcularea greutății atomice a unui element, masa de hidrogen, ca cea mai ușoară substanță chimică, a fost luată inițial ca unitate de măsură. Dar masele atomice ale multora chimicale sunt calculate ca raport dintre compușii lor de oxigen, adică raportul dintre oxigen și hidrogen a fost luat ca 16:1. Această formulă a fost oarecum incomodă pentru măsurători, astfel încât masa izotopului de carbon, cea mai comună substanță de pe pământ, a fost luată ca standard de masă atomică.
Principiul determinării maselor diferitelor substanțe gazoase în echivalent molecular se bazează pe legea lui Avogadro. În 1961 a fost adoptat sistem unificat numărarea cantităților atomice relative, care se bazează pe o unitate convențională egală cu 1/12 din masa unui izotop de carbon 12 C. Denumirea prescurtată pentru unitatea de masă atomică este a.m.u. Conform acestei scale, masa atomica oxigenul este 15,999 amu, iar carbonul este 1,0079 amu. Așa a apărut o nouă definiție: masa atomică relativă este masa unui atom al unei substanțe, exprimată în amu.
Masa unei molecule a unei substanțe
Orice substanță este formată din molecule. Masa unei astfel de molecule este exprimată în amu această valoare este egală cu suma tuturor atomilor care alcătuiesc compoziția sa. De exemplu, o moleculă de hidrogen are o masă de 2,0158 amu, adică 1,0079 x 2, iar masa moleculară a apei poate fi calculată din ea. formula chimica H 2 O. Doi atomi de hidrogen și un singur atom de oxigen se adună până la 18,0152 amu.
Valoarea masei atomice pentru fiecare substanță este de obicei numită masă moleculară relativă.
Până de curând, în locul conceptului de „masă atomică”, a fost folosită sintagma „greutate atomică”. Nu este folosit în prezent, dar încă se găsește în manuale și lucrări științifice vechi.
Unitatea de măsură a cantității de substanță
Împreună cu unitățile de volum și masă în chimie este utilizat măsură specială cantitate de substanță numită aluniță. Această unitate arată cantitatea unei substanțe care conține tot atâtea molecule, atomi și alte particule structurale câte sunt conținute în 12 g izotop de carbon 12 C. În aplicarea practică a unui mol de substanță, ar trebui să se țină cont de ce particule de elementele sunt înțelese - ioni, atomi sau molecule. De exemplu, moli de ioni H + și moli de molecule de H 2 sunt măsuri complet diferite.
În prezent, cantitatea de substanță pe mol de substanță este măsurată cu mare precizie.
Calculele practice arată că numărul de unități structurale dintr-o mol este de 6,02 x 10 23. Această constantă se numește numărul lui Avogadro. Numită după omul de știință italian, această cantitate chimică arată numărul de unități structurale dintr-un mol de orice substanță, indiferent de structura internă, compoziția și originea acesteia.
Masa molara
Masa unui mol de substanță în chimie se numește „masă molară”; această unitate este exprimată ca raport g/mol. Folosind valoarea masei molare în practică, putem vedea că masa molară a hidrogenului este de 2,02158 g/mol, oxigenul este de 1,0079 g/mol și așa mai departe.
Consecințele legii lui Avogadro
Legea lui Avogadro este destul de aplicabilă pentru a determina cantitatea de substanță atunci când se calculează volumul unui gaz. Același număr de molecule din orice substanță gazoasă, în condiții constante, ocupă un volum egal. Pe de altă parte, 1 mol din orice substanță conține un număr constant de molecule. Concluzia sugerează de la sine: la temperatură și presiune constante, un mol de substanță gazoasă ocupă un volum constant și conține un număr egal de molecule. Numărul lui Avogadro afirmă că 1 mol de gaz conține 6,02 x 1023 molecule.
Calculul volumului de gaz pentru condiții normale
Condițiile normale în chimie sunt presiunea atmosferică 760 mmHg Artă. iar temperatura 0 o C. Cu acești parametri s-a stabilit experimental că masa unui litru de oxigen este de 1,43 kg. Prin urmare, volumul unui mol de oxigen este de 22,4 litri. La calcularea volumului oricărui gaz, rezultatele au arătat aceeași valoare. Astfel, constanta lui Avogadro a făcut o altă concluzie cu privire la volumele diferitelor substanțe gazoase: când conditii normale Un mol din orice element gazos ocupă 22,4 litri. Această valoare constantă se numește volumul molar al gazului.
>Numărul lui Avogadro
Aflați ce este egal numărul lui Avogadroîn aluniţe. Studiați raportul dintre cantitatea de materie din molecule și numărul lui Avogadro, mișcarea browniană, constanta gazului și Faraday.
Numărul de molecule dintr-un mol se numește numărul lui Avogadro, care este 6,02 x 10 23 mol -1.
Obiectiv de învățare
- Înțelegeți legătura dintre numărul lui Avogadro și alunițe.
Puncte principale
- Avogadro a propus că, în cazul presiunii și temperaturii egale, volume egale de gaz conțin același număr de molecule.
- Standurile constante ale lui Avogadro factor important, deoarece conectează alte constante și proprietăți fizice.
- Albert Einstein credea că acest număr poate fi derivat din cantități Mișcarea browniană. A fost măsurat pentru prima dată în 1908 de Jean Perrin.
Termeni
- Constanta gazului este constanta universală (R), care decurge din legea gazelor ideale. Se obține din constanta lui Boltzmann și numărul lui Avogadro.
- Constanta lui Faraday este cantitatea de sarcină electrică pe mol de electroni.
- Mișcarea browniană este deplasarea aleatorie a elementelor formate din cauza impactului cu molecule individuale într-un lichid.
Dacă vă confruntați cu o modificare a cantității de substanță, este mai ușor să utilizați o altă unitate decât numărul de molecule. Alunița servește ca unitate de bază în sistemul internațional și transportă o substanță care conține atât de mulți atomi cât sunt stocați în 12 g de carbon-12. Această cantitate de substanță se numește numărul lui Avogadro.
A reușit să stabilească o legătură între masele aceluiași volum de gaze diferite (în condiții de aceeași temperatură și presiune). Acest lucru promovează relația dintre masele lor moleculare
Numărul lui Avogadro reprezintă numărul de molecule dintr-un gram de oxigen. Amintiți-vă că aceasta este o indicație a unei caracteristici cantitative a unei substanțe și nu o dimensiune independentă a măsurării. În 1811, Avogadro a ghicit că volumul unui gaz ar putea fi proporțional cu numărul de atomi sau molecule și acest lucru nu ar fi afectat de natura gazului (numărul este universal).
Premiul Nobel pentru fizică i-a fost acordat lui Jean Perinne în 1926 pentru derivarea constantă a lui Avogadro. Deci numărul lui Avogadro este 6,02 x 10 23 mol -1.
Semnificație științifică
Constanta lui Avogadro joacă rolul unei verigi importante în observațiile naturale macro- și microscopice. Ea creează o punte pentru alte constante și proprietăți fizice. De exemplu, stabilește o legătură între constanta de gaz (R) și constanta Boltzmann (k):
R = kNA = 8,314472 (15) J mol-1 K-1.
Și, de asemenea, între constanta Faraday (F) și sarcina elementară (e):
F = NA e = 96485,3383 (83) C mol-1.
Calculul constantei
Determinarea numărului afectează calculul masei atomului, care se obține prin împărțirea masei unui mol de gaz la numărul lui Avogadro. În 1905, Albert Einstein a propus să o derive pe baza mărimii mișcării browniene. Aceasta idee a fost testată de Jean Perrin în 1908.
Mol este cantitatea dintr-o substanță care conține același număr de elemente structurale ca și atomi conținuti în 12 g de 12 C, iar elementele structurale sunt de obicei atomi, molecule, ioni etc. Masa unui mol de substanță, exprimat în grame, este numeric egal cu molul său. masa. Astfel, 1 mol de sodiu are o masă de 22,9898 g şi conţine 6,02·10 23 atomi; 1 mol de fluorură de calciu CaF2 are o masă de (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g și conține 6,02 10 23 molecule, la fel ca și 1 mol de tetraclorură de carbon CCl 4, a cărei masă este (12,011 + 4 383 1453) = 1453,382. g, etc.
legea lui Avogadro.
În zorii dezvoltării teoria atomică(1811) A. Avogadro a formulat o ipoteză conform căreia, la aceeași temperatură și presiune, volume egale de gaze ideale conțin același număr de molecule. Această ipoteză s-a dovedit mai târziu a fi o consecință necesară a teoriei cinetice și este acum cunoscută sub numele de legea lui Avogadro. Poate fi formulat astfel: un mol de orice gaz la aceeași temperatură și presiune ocupă același volum, la temperatură și presiune standard (0 ° C, 1,01×10 5 Pa) egală cu 22,41383 litri. Această cantitate este cunoscută ca volumul molar al unui gaz.
Avogadro însuși nu a estimat numărul de molecule dintr-un anumit volum, dar a înțeles că aceasta este o valoare foarte mare. Prima încercare de a găsi numărul de molecule care ocupă un volum dat a fost făcută în 1865 de J. Loschmidt; Sa constatat că 1 cm 3 dintr-un gaz ideal în condiții normale (standard) conține 2,68675 × 10 19 molecule. După numele acestui om de știință, valoarea indicată a fost numită numărul Loschmidt (sau constantă). De atunci a fost dezvoltat număr mare metode independente de determinare a numărului lui Avogadro. Acordul excelent între valorile obținute este o dovadă convingătoare a existenței reale a moleculelor.
Metoda Loschmidt
prezintă doar interes istoric. Se bazează pe presupunerea că gazul lichefiat constă din molecule sferice strânse. Măsurând volumul de lichid care s-a format dintr-un anumit volum de gaz și cunoscând aproximativ volumul moleculelor de gaz (acest volum ar putea fi reprezentat pe baza unor proprietăți ale gazului, cum ar fi vâscozitatea), Loschmidt a obținut o estimare a numărului lui Avogadro. ~10 22.
Determinare bazată pe măsurarea sarcinii unui electron.
O unitate a cantității de energie electrică cunoscută sub numele de număr Faraday F, este sarcina purtată de un mol de electroni, adică F = Ne, Unde e- sarcina electronilor, N– numărul de electroni într-un mol de electroni (adică numărul lui Avogadro). Numărul Faraday poate fi determinat prin măsurarea cantității de energie electrică necesară pentru a dizolva sau a precipita 1 mol de argint. Măsurătorile atente efectuate de Biroul Național de Standarde din SUA au dat valoarea F= 96490,0 C, iar sarcina electronului, măsurată metode diferite(în special, în experimentele lui R. Millikan), este egal cu 1,602×10 –19 C. De aici puteți găsi N. Această metodă de determinare a numărului lui Avogadro pare a fi una dintre cele mai precise.
experimentele lui Perrin.
Pe baza teoriei cinetice, a fost obținută o expresie care include numărul lui Avogadro care descrie scăderea densității unui gaz (de exemplu, aer) odată cu înălțimea coloanei acestui gaz. Dacă am putea calcula numărul de molecule din 1 cm 3 de gaz la două înălțimi diferite, atunci, folosind expresia de mai sus, am putea găsi N. Din păcate, acest lucru este imposibil de făcut, deoarece moleculele sunt invizibile. Totuși, în 1910 J. Perrin a arătat că expresia menționată este valabilă și pentru suspensiile de particule coloidale care sunt vizibile la microscop. Numărând numărul de particule situate la diferite înălțimi în coloana de suspensie a dat numărul lui Avogadro 6,82×1023. Dintr-o altă serie de experimente în care a fost măsurată deplasarea rădăcină-pătrată medie a particulelor coloidale ca urmare a mișcării lor browniene, Perrin a obținut valoarea N= 6,86Х10 23. Ulterior, alți cercetători au repetat unele dintre experimentele lui Perrin și au obținut valori care sunt în bun acord cu cele acceptate în prezent. Trebuie remarcat faptul că experimentele lui Perrin au marcat un punct de cotitură în atitudinea oamenilor de știință față de teoria atomică a materiei - anterior, unii oameni de știință o considerau ca pe o ipoteză. W. Ostwald, un chimist remarcabil al acelei vremuri, a exprimat această schimbare de opinii astfel: „Corespondența mișcării browniene cu cerințele ipotezei cinetice... i-a forțat chiar și pe cei mai pesimiști oameni de știință să vorbească despre demonstrarea experimentală a teoriei atomice. .”
Calcule folosind numărul lui Avogadro.
Folosind numărul lui Avogadro, s-au obținut valori exacte ale masei atomilor și moleculelor multor substanțe: sodiu, 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tetraclorură de carbon, 25,54×10 –23 g etc. . De asemenea, se poate demonstra că 1 g de sodiu ar trebui să conțină aproximativ 3×10 22 atomi din acest element.
Vezi de asemenea
Legea lui Avogadro în chimie ajută la calcularea volumului, masa molară, cantitatea de substanță gazoasă și densitatea relativă a gazului. Ipoteza a fost formulată de Amedeo Avogadro în 1811 și ulterior a fost confirmată experimental.
Drept
Joseph Gay-Lussac a fost primul care a studiat reacțiile gazelor în 1808. El a formulat legile expansiunii termice a gazelor și relațiile volumetrice, obținând din acid clorhidric și amoniac (două gaze) substanță cristalină- NH 4 Cl (clorură de amoniu). S-a dovedit că pentru a-l crea este necesar să luați aceleași volume de gaze. Mai mult, dacă un gaz era în exces, atunci partea „extra” a rămas nefolosită după reacție.
Puțin mai târziu, Avogadro a formulat concluzia că la aceleași temperaturi și presiune, volume egale de gaze conțin același număr de molecule. Mai mult, gazele pot avea proprietăți chimice și fizice diferite.
Orez. 1. Amedeo Avogadro.
Legea lui Avogadro are două consecințe:
- primul - un mol de gaz, in conditii egale, ocupa acelasi volum;
- doilea - raportul maselor de volume egale a două gaze este egal cu raportul maselor lor molare și exprimă densitatea relativă a unui gaz față de celălalt (notat cu D).
Condițiile normale (n.s.) sunt considerate a fi presiunea P=101,3 kPa (1 atm) și temperatura T=273 K (0°C). În condiții normale, volumul molar al gazelor (volumul unei substanțe împărțit la cantitatea acesteia) este de 22,4 l/mol, adică. 1 mol de gaz (6,02 ∙ 10 23 molecule - număr constant Avogadro) ocupă un volum de 22,4 litri. Volumul molar (V m) este o valoare constantă.
Orez. 2. Condiții normale.
Rezolvarea problemelor
Semnificația principală a legii este capacitatea de a îndeplini calcule chimice. Pe baza primului corolar al legii, putem calcula cantitatea unei substanțe gazoase prin volum folosind formula:
unde V este volumul gazului, V m este volumul molar, n este cantitatea de substanță măsurată în moli.
A doua concluzie din legea lui Avogadro se referă la calculul densității relative a gazului (ρ). Densitatea este calculată folosind formula m/V. Dacă luăm în considerare 1 mol de gaz, formula densității va arăta astfel:
ρ (gaz) = M/V m,
unde M este masa unui mol, adică masa molara.
Pentru a calcula densitatea unui gaz dintr-un alt gaz, este necesar să se cunoască densitățile gazelor. Formula generala Densitatea relativă a gazului este următoarea:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
unde ρ(x) este densitatea unui gaz, ρ(y) este densitatea celui de-al doilea gaz.
Dacă înlocuiți calculul densității în formulă, obțineți:
D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .
Volumul molar este redus și rămâne
D (y) x = M(x) / M(y).
Să luăm în considerare aplicare practică legea folosind exemplul a două probleme:
- Câți litri de CO 2 se vor obține din 6 moli de MgCO 3 în timpul descompunerii MgCO 3 în oxid de magneziu și dioxid de carbon (n.s.)?
- Cu ce este egal densitate relativă CO 2 prin hidrogen și prin aer?
Să rezolvăm mai întâi prima problemă.
n(MgC03) = 6 mol
MgC03 = MgO+CO2
Cantitatea de carbonat de magneziu și dioxid de carbon la fel (câte o moleculă), deci n(CO2) = n(MgCO3) = 6 mol. Din formula n = V/V m puteți calcula volumul:
V = nV m, i.e. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Răspuns: V(CO 2) = 134,4 l
Rezolvarea celei de-a doua probleme:
- D (H2) CO2 = M(C02) / M(H2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (aer) CO 2 = M(CO 2) / M (aer) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Orez. 3. Formule pentru cantitatea de substanță în volum și densitatea relativă.
Formulele legii lui Avogadro funcționează doar pentru substanțe gazoase. Nu se aplică lichidelor și solidelor.
Ce am învățat?
Conform formulării legii, volume egale de gaze în aceleași condiții conțin același număr de molecule. În condiții normale (n.s.), valoarea volumului molar este constantă, adică. V m pentru gaze este întotdeauna egal cu 22,4 l/mol. Din legea rezultă că același număr de molecule de gaze diferite în condiții normale ocupă același volum, precum și densitatea relativă a unui gaz la altul - raportul dintre masa molară a unui gaz și masa molară a celui de-al doilea gaz. gaz.
Test pe tema
Evaluarea raportului
Evaluare medie: 4. Evaluări totale primite: 261.
