قانون أفوجادرو في الكيمياء. قانون أفوجادرو: وصف وسيرة العالم قانون أفوجادرو والنتائج المترتبة عليه في الكيمياء

لعب قانون أفوجادرو، الذي تم اكتشافه عام 1811، دورًا رئيسيًا في تطور الكيمياء. بادئ ذي بدء، ساهم في الاعتراف بالعقيدة الذرية الجزيئية، التي صيغت لأول مرة في منتصف القرن الثامن عشر. م.ف. لومونوسوف. على سبيل المثال، باستخدام رقم أفوجادرو:

اتضح أنه من الممكن حساب ليس فقط الكتل المطلقة للذرات والجزيئات، ولكن أيضًا الأبعاد الخطية الفعلية لهذه الجسيمات. حسب قانون أفوجادرو:

"الأحجام المتساوية من الغازات المختلفة عند ضغط ثابت ودرجة الحرارة تحتوي على نفس العدد من الجزيئات، يساوي"

يتبع قانون أفوجادرو عددًا من النتائج المهمة المتعلقة بالحجم المولي وكثافة الغازات. وبالتالي، يستنتج مباشرة من قانون أفوجادرو أن نفس عدد جزيئات الغازات المختلفة سوف يشغل نفس الحجم، أي ما يعادل 22.4 لترًا. ويسمى هذا الحجم من الغازات بالحجم المولي. والعكس صحيح أيضًا - الحجم المولي للغازات المختلفة هو نفسه ويساوي 22.4 لترًا:

في الواقع، بما أن 1 مول من أي مادة يحتوي على نفس العدد من الجزيئات، يساوي، فمن الواضح أن أحجامها في الحالة الغازية في نفس الظروف ستكون هي نفسها. وهكذا، في ظل الظروف العادية (NS)، أي. عند الضغط ودرجة الحرارة، سيكون الحجم المولي للغازات المختلفة . يمكن ربط كمية المادة والحجم والحجم المولي للغازات ببعضها البعض في الحالة العامة من خلال علاقة بالشكل:

من حيث على التوالي:

بشكل عام، تتميز الظروف العادية (NS):

تشمل الشروط القياسية ما يلي:

لتحويل درجة الحرارة على مقياس مئوية إلى درجة حرارة على مقياس كلفن، استخدم العلاقة التالية:

ويمكن حساب كتلة الغاز نفسه من قيمة كثافته، أي.

لأنه كما هو موضح أعلاه:

فمن الواضح:

من حيث على التوالي:

من علاقات النموذج أعلاه:

بعد الاستبدال في التعبير:

ويترتب على ذلك أيضًا:

من حيث على التوالي:

وبالتالي لدينا:

لأنه في الظروف العادية، فإن 1 مول من أي شيء يشغل حجمًا يساوي:

ثم وفقا لذلك:

العلاقة التي تم الحصول عليها بهذه الطريقة مهمة جدًا لفهم النتيجة الطبيعية الثانية لقانون أفوجادرو، والتي بدورها ترتبط ارتباطًا مباشرًا بمفهوم مثل الكثافة النسبية للغازات. بشكل عام، الكثافة النسبية للغازات هي قيمة توضح عدد المرات التي يكون فيها غاز أثقل أو أخف من الآخر، أي. كم مرة تكون كثافة أحد الغازات أكبر أو أقل من كثافة غاز آخر، أي؟ لدينا علاقة بالشكل:

إذن بالنسبة للغاز الأول لدينا:

على التوالي للغاز الثاني:

فمن الواضح:

وبالتالي:

بمعنى آخر، الكثافة النسبية للغاز هي نسبة الكتلة الجزيئية للغاز قيد الدراسة إلى الكتلة الجزيئية للغاز الذي تتم المقارنة به. الكثافة النسبية للغاز هي كمية بلا أبعاد. وبالتالي، من أجل حساب الكثافة النسبية لغاز ما من غاز آخر، يكفي معرفة الكتل الجزيئية النسبية لهذه الغازات. من أجل توضيح الغاز الذي تتم المقارنة معه، يتم تقديم مؤشر. على سبيل المثال، يعني أنه يتم إجراء مقارنة مع الهيدروجين ومن ثم يتحدثون عن كثافة الغاز من حيث الهيدروجين، دون استخدام كلمة "نسبي"، مع الأخذ في ذلك كما لو كان افتراضيا. يتم إجراء القياسات بالمثل، باستخدام الهواء كغاز مرجعي. وفي هذه الحالة يجب الإشارة إلى مقارنة الغاز محل الدراسة بالهواء. في هذه الحالة، يعتبر متوسط ​​الكتلة الجزيئية للهواء يساوي 29، وبما أن الكتلة الجزيئية النسبية والكتلة المولية متماثلتان عدديًا، إذن:

وتوضع بجانبه الصيغة الكيميائية للغاز محل الدراسة بين قوسين، على سبيل المثال:

ويقرأ - كثافة الكلور بالهيدروجين. بمعرفة الكثافة النسبية لغاز ما بالنسبة إلى غاز آخر، من الممكن حساب الكتلة الجزيئية وكذلك الكتلة المولية للغاز، حتى لو كانت صيغة المادة غير معروفة. تشير جميع النسب المذكورة أعلاه إلى ما يسمى بالظروف الطبيعية.

مقدمة 2

1. قانون أفوجادرو 3

2. قوانين الغازات 6

3. النتائج المترتبة على قانون أفوجادرو 7

4. مسائل على قانون أفوجادرو 8

الاستنتاج 11

المراجع 12

مقدمة

توقع نتائج التجربة، واستشعار مبدأ مشترك، والتنبؤ بنمط ما - وهذا يمثل إبداع العديد من العلماء. في أغلب الأحيان، يمتد التنبؤ فقط إلى المنطقة التي يعمل فيها الباحث، وليس لدى الجميع العزم على التقدم بشجاعة إلى الأمام في توقعاتهم. في بعض الأحيان يمكن للشجاعة أن تمنح القدرة على التفكير المنطقي.

1. قانون أفوجادرو

في عام 1808، صاغ جاي لوساك (مع عالم الطبيعة الألماني ألكسندر هومبولت) ما يسمى بقانون العلاقات الحجمية، والذي بموجبه يتم التعبير عن العلاقة بين أحجام الغازات المتفاعلة بأعداد صحيحة بسيطة. على سبيل المثال، يتحد حجمان من الهيدروجين مع حجم واحد من الهيدروجين لإنتاج حجمين من بخار الماء؛ يتحد حجم واحد من الكلور مع حجم واحد من الهيدروجين، وينتج حجمان من كلوريد الهيدروجين، إلخ. ولم يكن هذا القانون ذا فائدة كبيرة للعلماء في ذلك الوقت، حيث لم يكن هناك إجماع على المادة التي تتكون منها جزيئات الغازات المختلفة. ولم يكن هناك تمييز واضح بين مفاهيم مثل الذرة والجزيء والجسيم.

في عام 1811، توصل أفوجادرو، بعد تحليل نتائج التجارب التي أجراها جاي لوساك وغيره من العلماء بعناية، إلى استنتاج مفاده أن قانون العلاقات الحجمية يسمح لنا بفهم كيفية "تركيب" جزيئات الغاز. وكتب: "الفرضية الأولى التي تنشأ فيما يتعلق بهذا والتي تبدو أنها الفرضية الوحيدة المقبولة، هي الافتراض بأن عدد الجزيئات المكونة لأي غاز يكون دائمًا هو نفسه في نفس الحجم ..." و "الجزيئات المركبة" (الآن نسميها ببساطة جزيئات) ، وفقًا لأفوجادرو ، تتكون من جزيئات أصغر - ذرات.

وبعد ثلاث سنوات، أوضح أفوجادرو فرضيته بشكل أكثر وضوحًا وصاغها في شكل قانون يحمل اسمه: "إن الأحجام المتساوية من المواد الغازية عند نفس الضغط ودرجة الحرارة تحتوي على نفس عدد الجزيئات، بحيث تكون كثافة المواد الغازية المختلفة الغازات بمثابة مقياس لكتلة جزيئاتها ..." كانت هذه الإضافة مهمة جدًا: فهي تعني أنه من خلال قياس كثافة الغازات المختلفة، كان من الممكن تحديد الكتل النسبية للجزيئات التي تتكون منها هذه الغازات. في الواقع، إذا كان 1 لتر من الهيدروجين يحتوي على نفس عدد الجزيئات الموجودة في 1 لتر من الأكسجين، فإن نسبة كثافات هذه الغازات تساوي نسبة كتل الجزيئات. وشدد أفوجادرو على أن الجزيئات الموجودة في الغازات لا يجب بالضرورة أن تتكون من ذرات مفردة، ولكن يمكن أن تحتوي على عدة ذرات - متطابقة أو مختلفة. (من أجل العدالة، ينبغي القول أنه في عام 1814 توصل الفيزيائي الفرنسي الشهير أ.م. أمبير، بشكل مستقل عن أفوجادرو، إلى نفس الاستنتاجات.)

في زمن أفوجادرو، لم يكن من الممكن إثبات فرضيته نظريًا. لكن هذه الفرضية أتاحت فرصة بسيطة لتحديد تركيبة جزيئات المركبات الغازية بشكل تجريبي وتحديد كتلتها النسبية. دعونا نحاول تتبع منطق هذا المنطق. وتبين التجربة أن أحجام الهيدروجين والأكسجين وبخار الماء المتكونة من هذه الغازات هي بنسبة 2:1:2. ويمكن استخلاص استنتاجات مختلفة من هذه الحقيقة. أولا: جزيء الهيدروجين والأكسجين يتكون من ذرتين (H2 وO2)، وجزيء الماء يتكون من ثلاث، ومن ثم تكون المعادلة 2H2 + O2 → 2H2O صحيحة ولكن الاستنتاج التالي ممكن أيضا: جزيئات الهيدروجين أحادية الذرة، وجزيئات الأكسجين والماء ثنائية الذرة، ومن ثم تكون المعادلة 2H + O 2 → 2H O بنفس نسبة الحجم 2:1:2 صحيحة. في الحالة الأولى، من نسبة كتلتي الهيدروجين والأكسجين في الماء (1:8)، يترتب على ذلك أن الكتلة الذرية النسبية للأكسجين كانت تساوي 16، وفي الثانية - أنها كانت تساوي 8. بالمناسبة، حتى بعد مرور 50 عامًا على عمل جاي لوساك، استمر بعض العلماء في الإصرار على حقيقة أن صيغة الماء هي H2O، وليس H2O. واعتقد آخرون أن الصيغة الصحيحة هي H2O2. وبناء على ذلك، في عدد من الجداول، تم اعتبار الكتلة الذرية للأكسجين تساوي 8.

ومع ذلك، كانت هناك طريقة بسيطة لاختيار الخيار الصحيح من بين افتراضين. للقيام بذلك، كان من الضروري فقط تحليل نتائج تجارب أخرى مماثلة. وهكذا يترتب على ذلك أن الحجوم المتساوية من الهيدروجين والكلور تعطي ضعف حجم كلوريد الهيدروجين. رفضت هذه الحقيقة على الفور إمكانية كون الهيدروجين أحادي الذرة: تفاعلات مثل H + Cl → HCl، H + Cl 2 → HCl 2 وما شابه ذلك لا تنتج حجمًا مضاعفًا من حمض الهيدروكلوريك. ولذلك فإن جزيئات الهيدروجين (وكذلك الكلور) تتكون من ذرتين. لكن إذا كانت جزيئات الهيدروجين ثنائية الذرة، فإن جزيئات الأكسجين ثنائية الذرة أيضًا، وجزيئات الماء بها ثلاث ذرات، وصيغتها هي H2O. ومن المدهش أن مثل هذه الحجج البسيطة لعقود من الزمن لم تتمكن من إقناع بعض الكيميائيين بصحة نظرية أفوجادرو، والتي ظلت بالنسبة للكثيرين دون أن يلاحظها أحد لعقود من الزمن.

ويرجع ذلك جزئيًا إلى عدم وجود تسجيل بسيط وواضح لصيغ ومعادلات التفاعلات الكيميائية في تلك الأيام. لكن الشيء الرئيسي هو أن خصم نظرية أفوجادرو كان الكيميائي السويدي الشهير ينس جاكوب بيرسيليوس، الذي كان يتمتع بسلطة لا جدال فيها بين الكيميائيين في جميع أنحاء العالم. وبحسب نظريته، فإن جميع الذرات لها شحنات كهربائية، وتتكون الجزيئات من ذرات ذات شحنات متضادة تجذب بعضها البعض. كان يعتقد أن ذرات الأكسجين لها شحنة سالبة قوية، وذرات الهيدروجين لها شحنة موجبة. ومن وجهة نظر هذه النظرية، كان من المستحيل تصور جزيء أكسجين يتكون من ذرتين متساويتين في الشحنة! لكن إذا كانت جزيئات الأكسجين أحادية الذرة، ففي تفاعل الأكسجين مع النيتروجين: N + O → NO يجب أن تكون نسبة الحجم 1:1:1. وهذا يتناقض مع التجربة: 1 لتر من النيتروجين و 1 لتر من الأكسجين يعطي 2 لتر من NO. وعلى هذا الأساس، رفض بيرزيليوس ومعظم الكيميائيين الآخرين فرضية أفوجادرو باعتبارها غير متوافقة مع البيانات التجريبية!

أعاد الكيميائي الإيطالي الشاب ستانيسلاو كانيزارو (1826–1910) إحياء فرضية أفوجادرو وأقنع الكيميائيين بصحتها في أواخر خمسينيات القرن التاسع عشر. لقد قبل الصيغ الصحيحة (المزدوجة) لجزيئات العناصر الغازية: H 2، O 2، Cl 2، Br 2، إلخ. والتوفيق بين فرضية أفوجادرو وجميع البيانات التجريبية. كتب كانيزارو: «إن حجر الزاوية في النظرية الذرية الحديثة هو نظرية أفوجادرو... وتمثل هذه النظرية نقطة البداية الأكثر منطقية لتفسير الأفكار الأساسية حول الجزيئات والذرات ولإثبات الأخيرة... في البداية وبدا أن الحقائق الفيزيائية تتعارض مع نظرية أفوجادرو وأمبير، لذلك تركت جانبا وسرعان ما نسيت؛ ولكن بعد ذلك، تم توجيه الكيميائيين، بمنطق أبحاثهم ذاته ونتيجة للتطور التلقائي للعلم، بشكل غير محسوس بالنسبة لهم، إلى نفس النظرية... من لا يرى في هذه الدوامة الطويلة وغير الواعية للعلم حول و في اتجاه الهدف المحدد دليل قاطع لصالح نظرية أفوجادرو وأمبير؟ إن النظرية التي تم التوصل إليها انطلاقا من نقاط مختلفة وحتى متعارضة، وهي النظرية التي مكنت من التنبؤ بالعديد من الحقائق التي تؤكدها التجربة، يجب أن تكون أكثر من مجرد اختراع علمي بسيط. يجب أن تكون...الحقيقة نفسها."

كتب D.I Mendeleev عن المناقشات الساخنة في ذلك الوقت: "في الخمسينيات، أخذ البعض O = 8، والبعض الآخر O = 16، إذا كان H = 1. وكان الماء في الأول H O، وبيروكسيد الهيدروجين H O 2، في الثانية، كما هو الحال الآن. ، الماء H 2 O، بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 أو H O. وساد الارتباك والارتباك. في عام 1860، اجتمع الكيميائيون من جميع أنحاء العالم في كارلسروه من أجل التوصل إلى اتفاق وتوحيد في المؤتمر. بما أنني كنت حاضرا في هذا المؤتمر، أتذكر جيدا كم كان الخلاف كبيرا، وكيف تم حراسة الاتفاقية المشروطة بأكبر قدر من الكرامة من قبل نجوم العلم، وكيف سعى أتباع جيرارد، بقيادة البروفيسور الإيطالي كانيزارو، بحماس إلى تحقيق هذه الغاية. عواقب قانون أفوجادرو.

بعد أن أصبحت فرضية أفوجادرو مقبولة بشكل عام، تمكن العلماء ليس فقط من تحديد تركيب جزيئات المركبات الغازية بشكل صحيح، ولكن أيضًا من حساب الكتل الذرية والجزيئية. ساعدت هذه المعرفة في حساب نسب كتلة الكواشف في التفاعلات الكيميائية بسهولة. وكانت مثل هذه العلاقات مريحة للغاية: فمن خلال قياس كتلة المواد بالجرام، بدا أن العلماء يتعاملون مع الجزيئات. كمية من مادة تساوي عدديا الكتلة الجزيئية النسبية، ولكن معبر عنها بالجرام، كانت تسمى جزيء جرام أو مول (كلمة "مول" تمت صياغتها في بداية القرن العشرين من قبل الكيميائي الفيزيائي الألماني الحائز على جائزة نوبل فيلهلم أوستفالد) (1853-1932)؛ أنه يحتوي على نفس الجذر هو نفس كلمة "جزيء" ويأتي من الشامات اللاتينية - كتلة، كتلة مع لاحقة ضآلة). تم أيضًا قياس حجم مول واحد من المادة في الحالة الغازية: في الظروف العادية (أي عند ضغط 1 atm = 1.013 10 5 Pa ودرجة حرارة 0 درجة مئوية) يساوي 22.4 لترًا (شريطة أن يكون الغاز قريب من المثالية). بدأ يطلق على عدد الجزيئات في مول واحد اسم ثابت أفوجادرو (يشار إليه عادة نأ). استمر هذا التعريف للخلد لمدة قرن تقريبًا.

حاليًا، يتم تعريف المول بشكل مختلف: فهو كمية المادة التي تحتوي على نفس عدد العناصر الهيكلية (يمكن أن تكون ذرات أو جزيئات أو أيونات أو جزيئات أخرى) الموجودة في 0.012 كجم من الكربون 12. في عام 1971، وبموجب قرار المؤتمر العام الرابع عشر للأوزان والمقاييس، تم إدخال المول في النظام الدولي للوحدات (SI) باعتباره الوحدة الأساسية السابعة.

حتى في زمن كانيزارو، كان من الواضح أنه نظرًا لأن الذرات والجزيئات صغيرة جدًا ولم يراها أحد من قبل، فلا بد أن يكون ثابت أفوجادرو كبيرًا جدًا. وبمرور الوقت، تعلموا تحديد حجم الجزيئات وقيمتها نأ - في البداية تقريبًا جدًا، ثم بشكل أكثر دقة. أولًا، لقد فهموا أن كلا الكميتين مرتبطتان ببعضهما البعض: كلما كانت الذرات والجزيئات أصغر، كلما زاد عدد أفوجادرو. تم تقييم حجم الذرات لأول مرة من قبل الفيزيائي الألماني جوزيف لوشميدت (1821-1895). واستنادا إلى النظرية الحركية الجزيئية للغازات والبيانات التجريبية حول الزيادة في حجم السوائل أثناء تبخرها، قام في عام 1865 بحساب قطر جزيء النيتروجين. لقد توصل إلى 0.969 نانومتر (1 نانومتر هو جزء من مليار من المتر)، أو، كما كتب لوشميدت، "قطر جزيء الهواء يساوي واحدًا على مليون من المليمتر". وهذا يعادل ثلاثة أضعاف القيمة الحديثة تقريبًا، والتي كانت نتيجة جيدة في ذلك الوقت. كما توضح مقالة لوشميدت الثانية، والتي نشرت في نفس العام، عدد الجزيئات الموجودة في 1 سم 3 من الغاز، والذي سمي منذ ذلك الحين بثابت لوشميدت ( نل). ومن السهل الحصول على القيمة منه نأ، مضروبًا في الحجم المولي للغاز المثالي (22.4 لتر/مول).

تم تحديد ثابت أفوجادرو بعدة طرق. على سبيل المثال، من اللون الأزرق للسماء، يتبع ذلك أن ضوء الشمس منتشر في الهواء. وكما أوضح رايلي، فإن شدة تشتت الضوء تعتمد على عدد جزيئات الهواء لكل وحدة حجم. ومن خلال قياس نسبة شدة ضوء الشمس المباشر والضوء المتناثر من السماء الزرقاء، يمكن تحديد ثابت أفوجادرو. ولأول مرة، تم إجراء مثل هذه القياسات من قبل عالم الرياضيات الإيطالي والشخصية السياسية البارزة كوينتينو سيلا (1827-1884) على قمة مونتي روزا (4634 م)، في جنوب سويسرا. أظهرت الحسابات التي تم إجراؤها على أساس هذه القياسات والقياسات المماثلة أن المول الواحد يحتوي على حوالي 6·1023 جسيمًا.

وهناك طريقة أخرى استخدمها العالم الفرنسي جان بيرين (1870-1942). تحت المجهر، أحصى عدد كرات صغيرة (يبلغ قطرها حوالي 1 ميكرون) من الصمغ، وهي مادة مرتبطة بالمطاط ويتم الحصول عليها من عصارة بعض الأشجار الاستوائية، معلقة في الماء. ويعتقد بيرين أن نفس القوانين التي تحكم جزيئات الغاز تنطبق على هذه الكرات. ومن الممكن في هذه الحالة تحديد “الكتلة المولية” لهذه الكرات؛ ومعرفة كتلة الكرة الفردية (على عكس كتلة الجزيئات الحقيقية، يمكن قياسها)، كان من السهل حساب ثابت أفوجادرو. حصل بيرين على حوالي 6.8 10 23.

المعنى الحديث لهذا الثابت نأ = 6.0221367·10 23.

ثابت أفوجادرو كبير جدًا بحيث يصعب تخيله. على سبيل المثال، إذا تم تكبير كرة القدم بمقدار نوبما أنها كبيرة الحجم، فسوف تناسبها الكرة الأرضية. إذا كان في نوإذا قمت بزيادة قطر الكرة، فسوف تناسبها أكبر مجرة ​​\u200b\u200bتحتوي على مئات المليارات من النجوم! إذا سكبت كوبًا من الماء في البحر وانتظرت حتى يتم توزيع هذه المياه بالتساوي على جميع البحار والمحيطات، حتى قاعها، فعندئذٍ، عند تناول كوب من الماء في أي مكان على الكرة الأرضية، ستتكون عدة عشرات من جزيئات الماء التي كانت ذات يوم في الزجاج. إذا أخذت مولاً واحداً من الأوراق النقدية بالدولار، فسوف تغطي جميع القارات بطبقة كثيفة يبلغ سمكها 2 كيلومتر...

2. قوانين الغازات

تظهر العلاقة بين ضغط وحجم الغاز المثالي عند درجة حرارة ثابتة في الشكل. 1.

إن ضغط وحجم عينة الغاز يتناسبان عكسيا، أي أن منتجاتهما ذات قيمة ثابتة: pV = const. يمكن كتابة هذه العلاقة بشكل أكثر ملاءمة لحل المشكلات:

p1V1 = p2V2 (قانون بويل ماريوت).

لنتخيل أنه تم ضغط 50 لترًا من الغاز (V1) تحت ضغط 2 atm (p1) إلى حجم 25 لترًا (V2)، فإن ضغطه الجديد سيكون مساويًا:

ز
يتم تحديد اعتماد خصائص الغازات المثالية على درجة الحرارة من خلال قانون جاي-لوساك: يتناسب حجم الغاز بشكل مباشر مع درجة حرارته المطلقة (عند الكتلة الثابتة: V = kT، حيث k هو معامل التناسب). عادة ما تتم كتابة هذه العلاقة بشكل أكثر ملاءمة لحل المشكلات:

على سبيل المثال، إذا تم تسخين 100 لتر من الغاز عند درجة حرارة 300 كلفن إلى 400 كلفن دون تغيير الضغط، فإن الحجم الجديد للغاز عند درجة حرارة أعلى سيكون مساويًا لـ

ز
يمكن تحويل وصف قانون الغاز المدمج pV/T= = const إلى معادلة Mendeleev-Clapeyron:

حيث R هو ثابت الغاز العالمي، وa هو عدد مولات الغاز.

ش
تسمح معادلة مندليف-كلابيرون بإجراء مجموعة واسعة من الحسابات. على سبيل المثال، يمكنك تحديد عدد مولات الغاز عند ضغط 3 atm ودرجة حرارة 400 كلفن، ويشغل حجمًا قدره 70 لترًا:

ومن نتائج قانون الغاز الموحد: تحتوي الحجوم المتساوية من الغازات المختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط على نفس العدد من الجزيئات. هذا هو قانون أفوجادرو.

هناك نتيجة طبيعية مهمة تتبع أيضًا قانون أفوجادرو: ترتبط كتلتي حجمين متطابقين من الغازات المختلفة (بطبيعة الحال، عند نفس الضغط ودرجة الحرارة) بكتلتيهما الجزيئية:

m1/m2 = M1/M2 (m1 وm2 هما كتلتا الغازين)؛

يمثل M1IM2 الكثافة النسبية.

ينطبق قانون أفوجادرو على الغازات المثالية فقط. في الظروف العادية، يمكن اعتبار الغازات التي يصعب ضغطها (الهيدروجين، الهيليوم، النيتروجين، النيون، الأرجون) مثالية. بالنسبة لأول أكسيد الكربون (IV)، والأمونيا، وأكسيد الكبريت (IV)، يتم ملاحظة الانحرافات عن المثالية بالفعل في ظل الظروف العادية وتزداد مع زيادة الضغط وانخفاض درجة الحرارة.

3. النتائج المترتبة على قانون أفوجادرو

4. مسائل على قانون أفوجادرو

المشكلة 1

عند 25 درجة مئوية وضغط 99.3 كيلو باسكال (745 ملم زئبق)، يشغل غاز معين حجمًا قدره 152 سم3. أوجد ما الحجم الذي سيشغله نفس الغاز عند درجة حرارة 0 درجة مئوية وضغط قدره 101.33 كيلو باسكال؟

حل

بتعويض بيانات المشكلة في المعادلة (*) نحصل على:

Vo = PVTo / TPo = 99.3*152*273 / 101.33*298 = 136.5 سم3.

المشكلة 2

عبر عن كتلة جزيء ثاني أكسيد الكربون بالجرام.

حل

الوزن الجزيئي لثاني أكسيد الكربون هو 44.0 amu. ولذلك، فإن الكتلة المولية لثاني أكسيد الكربون هي 44.0 جم/مول. 1 مول من ثاني أكسيد الكربون يحتوي على 6.02*1023 جزيء. من هنا نجد كتلة الجزيء الواحد: م = 44.0 / 6.02-1023 = 7.31*10-23 جم.

مهمة 3

حدد الحجم الذي سيشغله النيتروجين الذي يبلغ وزنه 5.25 جم عند درجة حرارة 26 درجة مئوية وضغط قدره 98.9 كيلو باسكال (742 مم زئبق).

حل

حدد كمية N2 الموجودة في 5.25 جم: 5.25 / 28 = 0.1875 مول،

الخامس = 0.1875*22.4 = 4.20 دسم3. ثم نصل الحجم الناتج إلى الشروط المحددة في المشكلة: V = PoVoT / PTo = 101.3 * 4.20 * 299 / 98.9 * 273 = 4.71 dm3.

المشكلة 4

أول أكسيد الكربون ("أول أكسيد الكربون") هو ملوث هواء خطير. فهو يقلل من قدرة هيموجلوبين الدم على حمل الأكسجين، ويسبب أمراض القلب والأوعية الدموية، ويقلل من نشاط الدماغ. بسبب الاحتراق غير الكامل للوقود الطبيعي، يتم تشكيل 500 مليون طن من ثاني أكسيد الكربون سنويًا على الأرض. حدد الحجم (في الظروف العادية) الذي سيشغله أول أكسيد الكربون المتكون على الأرض لهذا السبب.

حل

دعونا نكتب شرط المشكلة في صيغة الصيغة:

م (CO) = 500 مليون طن = 5. 1014 جم

M(CO) = 28 جم/مول

VM = 22.4 لتر/مول (ns.s.)

الخامس (CO) = ؟ (حسنًا.)

لحل المشكلة، يتم استخدام المعادلات التي تربط كمية المادة والكتلة والكتلة المولية:

م (CO) / M (CO) = ن (CO)،

وكذلك كمية المادة الغازية وحجمها وحجمها المولي:

الخامس (CO) / VM = ن (CO)

لذلك: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM، وبالتالي:

V(CO) = (VM . m(CO)) / M(CO) = (22.4 .5 .1014) / 28

[(لتر/مول) . ز / (جم/مول)] = 4 . 1014 لتر = 4. 1011 م3 = 400 كم3

المشكلة 5

احسب الحجم الذي يشغله (عند الصفر) جزء من الغاز اللازم للتنفس إذا كان هذا الجزء يحتوي على 2.69 . 1022 جزيء من هذا الغاز. ما هذا الغاز؟

حل.

والغاز اللازم للتنفس هو بطبيعة الحال الأكسجين. لحل المشكلة نكتب أولا شرطها على شكل صيغة:

ن(O2) = 2.69. 1022 (جزيئات)

VM = 22.4 لتر/مول (ns.s.)

غ = 6.02. 1023 مول--1

الخامس(O2) = ؟ (حسنًا.)

لحل المشكلة، يتم استخدام المعادلات التي تربط عدد الجزيئات N(O2) في جزء معين من المادة n(O2) وعدد أفوجادرو NA:

ن(O2) = ن(O2) / غ،

وكذلك الكمية والحجم والحجم المولي للمادة الغازية (ns):

ن(O2) = V(O2) / VM

وبالتالي: V(O2) = VM. n(O2) = (VM . N(O2)) / NA = (22.4 .2.69 .1022) : (6.02 .1023) [(l/mol) : mol--1] = 1, 0 لتر

إجابة. جزء من الأكسجين، الذي يحتوي على عدد الجزيئات المحددة في الحالة، يحتل رقما. حجم 1 لتر.

المشكلة 6

تبلغ كتلة ثاني أكسيد الكربون الذي حجمه 1 لتر في الظروف العادية 1.977 جم. ما الحجم الحقيقي للمول من هذا الغاز (في الظروف العادية)؟ اشرح اجابتك.

حل

الكتلة المولية M (CO2) = 44 جم/مول، ثم حجم المول 44/1.977 = 22.12 (لتر). هذه القيمة أقل من تلك المقبولة للغازات المثالية (22.4 لتر). ويرتبط الانخفاض في الحجم بزيادة التفاعل بين جزيئات ثاني أكسيد الكربون، أي الانحراف عن المثالية.

المشكلة 7

يتم تسخين الكلور الغازي الذي يبلغ وزنه 0.01 جم والموجود في أمبولة محكمة الغلق بحجم 10 سم 3 من 0 إلى 273 درجة مئوية. ما هو الضغط الأولي للكلور عند 0 درجة مئوية وعند 273 درجة مئوية؟

حل

السيد (Cl2) = 70.9؛ ومن ثم فإن 0.01 جم من الكلور يتوافق مع 1.4 · 10-4 مول. حجم الأمبولة 0.01 لتر. باستخدام معادلة Mendeleev-Clapeyron pV=vRT، نجد الضغط الأولي للكلور (p1) عند 0oC:

وبالمثل نجد ضغط الكلور (p2) عند 273 درجة مئوية: p2 = 0.62 atm.

مهمة 8

ما الحجم الذي يشغله 10 g من أول أكسيد الكربون (II) عند درجة حرارة 15oC وضغط 790 mm Hg؟ فن.؟

حل

المشكلة 8

يعد غاز Firemine أو غاز الميثان CH 4 كارثة حقيقية لعمال المناجم. وتؤدي انفجاراتها في المناجم إلى دمار كبير وخسائر في الأرواح. اخترع G. Davy مصباح عامل منجم آمن. وفيها كان اللهب محاطًا بشبكة نحاسية ولم يخرج عن حدوده، لذلك لم يسخن الميثان إلى درجة حرارة الاشتعال. يعتبر الانتصار على Fireamp عملاً مدنيًا من قبل G. Davy.
إذا كانت كمية مادة الميثان في لا. يساوي 23.88 مول، فما حجم هذا الغاز محسوبًا باللتر؟

حل

الخامس = 23.88 مول * 22.4 لتر / مول = 534.91 لتر

المشكلة 9

أي شخص أشعل عود ثقاب يعرف رائحة ثاني أكسيد الكبريت SO2. هذا الغاز شديد الذوبان في الماء: يمكن إذابة 42 لترًا من ثاني أكسيد الكبريت في لتر واحد من الماء. أوجد كتلة ثاني أكسيد الكبريت التي يمكن إذابتها في 10 لترات من الماء.

حل

ν = V/V م V=ν * V م م = ν * م

يذوب 42 لترًا من ثاني أكسيد الكبريت في 1 لترًا من الماء

× ل SO 2 - في 10 لتر من الماء

س = 42*10/1 = 420 لتر

ν = 420 لتر/ 22.4 لتر/مول = 18.75 مول

م = 18.75 مول * 64 جم / مول = 1200 جم

المشكلة 10

في غضون ساعة، يزفر شخص بالغ حوالي 40 جرامًا من ثاني أكسيد الكربون. تحديد حجم (عدد) كتلة معينة من هذا الغاز.

حل

م = ν * م ν = م/م V=ν * V م

ν(CO 2) = 40 جم / 44 جم/مول = 0.91 مول

V(CO2) = 0.91 مول * 22.4 لتر/مول = 20.38 لتر

خاتمة

وقد حظيت مزايا أفوجادرو كأحد مؤسسي النظرية الجزيئية منذ ذلك الحين باعتراف عالمي. تبين أن منطق أفوجادرو لا تشوبه شائبة، وهو ما أكده لاحقًا ج. ماكسويل بحسابات تعتمد على النظرية الحركية للغازات؛ ثم تم الحصول على تأكيد تجريبي (على سبيل المثال، بناءً على دراسة الحركة البراونية)، كما تم اكتشاف عدد الجزيئات الموجودة في مول واحد من كل غاز. هذا الثابت - 6.022 1023 - سمي برقم أفوجادرو، مما خلد اسم الباحث الثاقب.

فهرس

بوتسكوس ب.ف. قراءة كتاب الكيمياء العضوية. دليل لطلاب الصف العاشر / شركات. بوتسكوس ب.ف. – الثاني. الطبعة، المنقحة. - م: التربية، 1985.

بيكوف ج.ف. أميديو أفوجادرو: رسم للحياة والعمل. م: ناوكا، 1983

جلينكا ن.ل. كيمياء عامة. اه. دليل للجامعات. – ل.: الكيمياء، 1983.

كريتسمان ف. روبرت بويل، جون دالتون، أميديو أفوجادرو. مبدعي العلوم الجزيئية في الكيمياء. م، 1976

كوزنتسوف ف. كيمياء عامة. اتجاهات التنمية. - م: المدرسة العليا.

ماكاروف ك.أ. الكيمياء والصحة.التنوير، 1985.

ماريو ليوزي. تاريخ الفيزياء. م، 1970

بولر ز. الكيمياء في الطريق إلى الألفية الثالثة. الترجمة من الألمانية / ترجمة ومقدمة كتبها Vasina N.A. - م: مير، 1982.

توقع نتائج الدراسة، والتنبؤ بالنمط، والشعور بالأصول المشتركة - كل هذا يمثل إبداع عدد كبير من المجربين والعلماء. في أغلب الأحيان، تنطبق التوقعات فقط على مجال عمل الباحث. وقليل من الناس لديهم الشجاعة للانخراط في التنبؤ على المدى الطويل، قبل وقتهم بشكل كبير. كان لدى الإيطالي أميديو أفوجادرو ما يكفي من الشجاعة. ولهذا السبب أصبح هذا العالم معروفًا الآن في جميع أنحاء العالم. ولا يزال قانون أفوجادرو مستخدمًا من قبل جميع الكيميائيين والفيزيائيين على هذا الكوكب. وفي هذا المقال سنتحدث بالتفصيل عنه وعن مؤلفه.

الطفولة والدراسة

ولد أميديو أفوجادرو في تورينو عام 1776. عمل والده فيليب كاتبًا في الدائرة القضائية. في المجموع كان هناك ثمانية أطفال في الأسرة. خدم جميع أسلاف أميديو كمحامين في الكنيسة الكاثوليكية. كما أن الشاب لم يخرج عن التقاليد واتجه إلى الفقه. بحلول سن العشرين، كان قد حصل بالفعل على درجة الدكتوراه.

مع مرور الوقت، توقفت الممارسة القانونية عن الاهتمام بأميديو. تكمن اهتمامات الشاب في مجال مختلف. حتى في شبابه التحق بمدرسة الفيزياء التجريبية والهندسة. عندها نشأ حب عالم المستقبل للعلم. بسبب الفجوات في المعرفة، بدأ أفوجادرو في التعليم الذاتي. في سن 25، كرس أميديو كل وقت فراغه لدراسة الرياضيات والفيزياء.

النشاط العلمي

في المرحلة الأولى، تم تخصيص النشاط العلمي لأميديو لدراسة الظواهر الكهربائية. واشتد اهتمام أفوجادرو بعد أن اكتشف فولت مصدر التيار الكهربائي في عام 1800. ولم تكن المناقشات التي دارت بين فولتا وجالفاني حول طبيعة الكهرباء أقل إثارة للاهتمام بالنسبة للعالم الشاب. وبشكل عام، في ذلك الوقت كان هذا المجال متقدما في العلوم.

في عامي 1803 و1804، قدم أفوجادرو مع شقيقه فيليس عملين لعلماء أكاديمية تورينو، يكشفان عن نظريات الظواهر الكهروكيميائية والكهربائية. وفي عام 1804، أصبح أميديو عضوًا مناظرًا في هذه الأكاديمية.

في عام 1806، حصل أفوجادرو على وظيفة مدرس في مدرسة تورينو الثانوية. وبعد ثلاث سنوات، انتقل العالم إلى Vercelli Lyceum، حيث قام بتدريس الرياضيات والفيزياء لمدة عشر سنوات. خلال تلك الفترة، قرأ أميديو الكثير من المؤلفات العلمية، واستخرج مقتطفات مفيدة من الكتب. قادهم حتى نهاية حياتهم. تم تجميع ما يصل إلى 75 مجلدًا يتكون كل منها من 700 صفحة. يتحدث محتوى هذه الكتب عن تنوع اهتمامات العالم والعمل الضخم الذي قام به.

الحياة الشخصية

رتب أميديو الحياة الأسرية في وقت متأخر جدًا، عندما كان عمره قد تجاوز بالفعل العقد الثالث من عمره. أثناء عمله في فرشيلي، التقى بآنا دي جوزيبي، التي كانت أصغر سنًا بكثير من العالم. أنتج هذا الزواج ثمانية أطفال. ولم يتبع أي منهم خطى والده.

قانون أفوجادرو وعواقبه

في عام 1808، صاغ جاي لوساك (بالتعاون مع هومبولت) مبدأ العلاقات الحجمية. وينص هذا القانون على أنه يمكن التعبير عن العلاقة بين أحجام الغازات المتفاعلة بأرقام بسيطة. على سبيل المثال، حجم واحد من الكلور، مع حجم واحد من الهيدروجين، يعطي حجمين من كلوريد الهيدروجين، وما إلى ذلك. لكن هذا القانون لم يعطي أي شيء، لأنه أولا، لم يكن هناك فرق محدد بين مفاهيم الجسيم والجزيء والذرة، وثانيا، كان لدى العلماء آراء مختلفة حول تكوين جزيئات الغازات المختلفة.

في عام 1811، بدأ أميديو تحليلًا شاملاً لنتائج بحث جاي لوساك. ونتيجة لذلك، أدرك أفوجادرو أن قانون العلاقات الحجمية يسمح لنا بفهم بنية جزيء الغاز. وكانت الفرضية التي صاغها هي: "عدد جزيئات أي غاز في نفس الحجم هو نفسه دائمًا".

اكتشاف القانون

لمدة ثلاث سنوات كاملة، استمر العالم في التجربة. ونتيجة لذلك، ظهر قانون أفوجادرو، والذي يبدو كالتالي: "الأحجام المتساوية من المواد الغازية عند نفس درجة الحرارة والضغط تحتوي على نفس العدد من الجزيئات. ويمكن تحديد قياس كتلة الجزيئات من كثافة الغازات المختلفة. على سبيل المثال، إذا كان 1 لتر من الأكسجين يحتوي على نفس عدد الجزيئات الموجودة في 1 لتر من الهيدروجين، فإن نسبة كثافات هذه الغازات تساوي نسبة كتلة الجزيئات. وأشار العالم أيضًا إلى أن الجزيئات الموجودة في الغازات لا تتكون دائمًا من ذرات واحدة. وجود ذرات مختلفة ومتطابقة أمر مقبول.

ولسوء الحظ، في زمن أفوجادرو، لم يكن من الممكن إثبات هذا القانون نظريًا. لكنها جعلت من الممكن تحديد تركيبة جزيئات الغاز في التجارب وتحديد كتلتها. دعونا نتبع منطق هذا المنطق. خلال التجربة، تبين أن بخار الماء من الغاز، وكذلك أحجام الهيدروجين والأكسجين، هي بنسبة 2:1:2. ويمكن استخلاص استنتاجات مختلفة من هذه الحقيقة. أولاً: يتكون جزيء الماء من ثلاث ذرات، ويتكون جزيء الهيدروجين والأكسجين من اثنتين. الاستنتاج الثاني مناسب تمامًا أيضًا: جزيئات الماء والأكسجين ثنائية الذرة، وجزيئات الهيدروجين أحادية الذرة.

معارضو الفرضية

كان لقانون أفوجادرو العديد من المعارضين. ويرجع ذلك جزئيًا إلى حقيقة أنه في تلك الأيام لم يكن هناك تسجيل بسيط وواضح للمعادلات والصيغ الخاصة بالتفاعلات الكيميائية. كان المنتقد الرئيسي هو ينس بيرسيليوس، وهو كيميائي سويدي يتمتع بسلطة لا جدال فيها. كان يعتقد أن جميع الذرات لها شحنات كهربائية، وأن الجزيئات نفسها تتكون من ذرات ذات شحنات متضادة تجذب بعضها البعض. وبالتالي فإن ذرات الهيدروجين لها شحنة موجبة، وذرات الأكسجين لها شحنة سالبة. من وجهة النظر هذه، فإن جزيء الأكسجين الذي يتكون من ذرتين مشحونتين بالتساوي غير موجود. لكن إذا كانت جزيئات الأكسجين لا تزال أحادية الذرة، ففي تفاعل النيتروجين مع الأكسجين يجب أن تكون نسبة الحجم 1:1:1. هذا البيان يتناقض مع التجربة حيث تم الحصول على 2 لتر من أكسيد النيتريك من 1 لتر من الأكسجين و 1 لتر من النيتروجين. ولهذا السبب رفض بيرزيليوس وغيره من الكيميائيين قانون أفوجادرو. بعد كل شيء، فإنه لا يتوافق تماما مع البيانات التجريبية.

إحياء القانون

حتى ستينيات القرن التاسع عشر، لوحظ التعسف في الكيمياء. علاوة على ذلك، فقد امتد إلى تقييم الكتل الجزيئية ووصف التفاعلات الكيميائية. كان هناك عمومًا العديد من المفاهيم الخاطئة حول التركيب الذري للمواد المعقدة. حتى أن بعض العلماء خططوا للتخلي عن النظرية الجزيئية. وفقط في عام 1858، وجد كيميائي من إيطاليا يُدعى كانيزارو إشارة إلى قانون أفوجادرو والعواقب المترتبة عليه في مراسلات برتوليت وأمبير. أدى هذا إلى تنظيم الصورة المربكة للكيمياء في ذلك الوقت. وبعد ذلك بعامين، تحدث كانيزارو عن قانون أفوجادرو في كارلسروه في المؤتمر الدولي للكيمياء. لقد ترك تقريره انطباعًا لا يمحى على العلماء. وقال أحدهم إنه كأنه رأى النور، اختفت كل الشكوك، وفي المقابل كان هناك شعور بالثقة.

بعد التعرف على قانون أفوجادرو، لم يتمكن العلماء من تحديد تركيب جزيئات الغاز فحسب، بل تمكنوا أيضًا من حساب الكتل الذرية والجزيئية. ساعدت هذه المعرفة في حساب نسب كتلة الكواشف في التفاعلات الكيميائية المختلفة. وكانت مريحة للغاية. ومن خلال قياس الكتلة بالجرام، تمكن الباحثون من التعامل مع الجزيئات.

خاتمة

لقد مر وقت طويل منذ اكتشاف قانون أفوجادرو، لكن لم ينس أحد مؤسس النظرية الجزيئية. كان منطق العالم لا تشوبه شائبة، وهو ما أكدته فيما بعد حسابات جي ماكسويل المبنية على النظرية الحركية للغازات، ومن ثم الدراسات التجريبية (الحركة البراونية). كما تم تحديد عدد الجزيئات الموجودة في المول الواحد من كل غاز. هذا الثابت، 6.022.1023، سُمي رقم أفوجادرو، وهو ما يخلد اسم أميديو الثاقب.

سمحت دراسة خصائص الغازات للفيزيائي الإيطالي أ. أفوجادرو في عام 1811. طرح فرضية تم تأكيدها لاحقًا من خلال البيانات التجريبية، وأصبحت تُعرف باسم قانون أفوجادرو: تحتوي الأحجام المتساوية من الغازات المختلفة تحت نفس الظروف (درجة الحرارة والضغط) على نفس العدد من الجزيئات.

هناك نتيجة طبيعية مهمة تتبع قانون أفوجادرو: مول من أي غاز في الظروف العادية (0C (273 K) وضغط قدره 101.3 كيلو باسكال) ) يحتل حجم 22.4 لتر. يحتوي هذا الحجم على 6.021023 جزيء غاز (رقم أفوجادرو).

ويستنتج أيضًا من قانون أفوجادرو أن كتل الحجوم المتساوية من الغازات المختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط ترتبط ببعضها البعض مثل الكتل المولية لهذه الغازات:

حيث m 1 و m 2 كتلتان،

M 1 و M 2 هما الكتلتان الجزيئيتان للغازين الأول والثاني.

نظرًا لأن كتلة المادة يتم تحديدها بواسطة الصيغة

حيث ρ هي كثافة الغاز،

الخامس – حجم الغاز،

فإن كثافات الغازات المختلفة تحت نفس الظروف تتناسب مع كتلتها المولية. إن أبسط طريقة لتحديد الكتلة المولية للمواد في الحالة الغازية تعتمد على هذه النتيجة الطبيعية لقانون أفوجادرو.

.

من هذه المعادلة يمكننا تحديد الكتلة المولية للغاز:

.

2.4 قانون العلاقات الحجمية

تعود الدراسات الكمية الأولى للتفاعلات بين الغازات إلى العالم الفرنسي جاي لوساك، مؤلف القانون الشهير حول التمدد الحراري للغازات. ومن خلال قياس أحجام الغازات التي تفاعلت وتلك المتكونة نتيجة التفاعلات، توصل جاي لوساك إلى تعميم يعرف بقانون النسب الحجمية البسيطة: ترتبط أحجام الغازات التي تفاعلت ببعضها البعض وأحجام الغازات الناتجة منتجات التفاعل كأعداد صحيحة صغيرة تساوي معاملاتها المتكافئة .

على سبيل المثال، 2H2 + O2 = 2H2O، عندما يتفاعل حجمان من الهيدروجين وحجم واحد من الأكسجين، يتكون حجمان من بخار الماء. يسري القانون في حالة إجراء قياسات الحجم عند نفس الضغط ونفس درجة الحرارة.

2.5 قانون المعادلين

إن إدخال مفهومي "المكافئ" و "الكتلة المولية للمعادلات" في الكيمياء جعل من الممكن صياغة قانون يسمى قانون المعادلات: تتناسب كتل (أحجام) المواد التي تتفاعل مع بعضها البعض مع الكتل المولية (أحجام) معادلاتها .

يجدر الخوض في مفهوم حجم المول من مكافئات الغاز. وكما يلي من قانون أفوجادرو، فإن المول من أي غاز في الظروف العادية يشغل حجمًا يساوي 22,4 ل. وبناء على ذلك، لحساب حجم مول من مكافئات الغاز، من الضروري معرفة عدد مولات مكافئاته في مول واحد. بما أن مول واحد من الهيدروجين يحتوي على 2 مول من مكافئات الهيدروجين، فإن 1 مول من مكافئات الهيدروجين يشغل الحجم في الظروف العادية:

3 حل المشكلات النموذجية

3.1 مول. الكتلة المولية. الحجم المولي

مهمة 1.ما عدد مولات كبريتيد الحديد (II) الموجودة في 8.8 جم من FeS؟

حلحدد الكتلة المولية (M) لكبريتيد الحديد (II).

M(FeS)= 56 +32 = 8 8 جم/مول

لنحسب عدد الشامات الموجودة في 8.8 جم من FeS:

ن = 8.8 ∕ 88 = 0.1 مول.

المهمة 2.ما عدد الجزيئات الموجودة في 54 جم من الماء؟ ما هي كتلة جزيء الماء الواحد؟

حلتحديد الكتلة المولية للماء.

M(H2O) = 18 جم/مول.

لذلك فإن 54 جم من الماء يحتوي على 54/18 = 3 مول H2O. يحتوي المول الواحد من أي مادة على 6.02  10 23 جزيء. ثم 3 مولات (54 جم H 2 O) تحتوي على 6.02  10 23  3 = 18.06  10 23 جزيء.

لنحدد كتلة جزيء ماء واحد:

م H2O = 18 ∕ (6.02 10 23) = 2.99 10 23 جم.

المهمة 3.ما عدد المولات والجزيئات الموجودة في 1 م 3 من أي غاز في الظروف العادية؟

حل 1 مول من أي غاز في الظروف العادية يشغل حجما قدره 22.4 لترا. وبالتالي فإن 1 م3 (1000 لتر) سيحتوي على 44.6 مول من الغاز:

ن = 1000/ 22.4 = 44.6 مول.

يحتوي 1 مول من أي غاز على 6.02  10 23 جزيء. ويترتب على ذلك أن 1 م 3 من أي غاز يحتوي في الظروف العادية

6.02  10 23  44.6 = 2.68  10 25 جزيء.

المهمة 4.التعبير عن الشامات:

أ) 6.02  10 22 جزيء C 2 H 2؛

ب) 1.80  10 24 ذرات نيتروجين؛

ج) 3.01  10 23 NH 3 جزيئات.

ما هي الكتلة المولية لهذه المواد؟

حلالمول هو كمية من المادة تحتوي على عدد من الجزيئات من أي نوع معين تساوي ثابت أفوجادرو. من هنا

أ) ن C2H2 = 6.02 · 10 22 /6.02 · 10 23 = 0.1 مول؛

ب) ن ن = 1.8 · 10 24 / 6.02 · 10 23 = 3 مولات؛

ج) n NH3 = 3.01 · 10 23 / 6.02 · 10 23 = 0.5 مول.

الكتلة المولية للمادة بالجرام تساوي عدديًا كتلتها الجزيئية (الذرية) النسبية.

ولذلك فإن الكتل المولية لهذه المواد متساوية:

أ) M(C2H2) = 26 جم/مول؛

ب) M(N) = 14 جم/مول؛

ج) M(NH3) = 17 جم/مول.

المهمة 5.أوجد الكتلة المولية للغاز إذا كان 0.824 جم منه يشغل حجمًا قدره 0.260 لترًا في الظروف العادية.

حلفي الظروف العادية، يشغل 1 مول من أي غاز حجمًا قدره 22.4 لترًا. ومن خلال حساب كتلة 22.4 لترًا من هذا الغاز، نحصل على كتلته المولية.

يشغل 0.824 جم من الغاز حجمًا قدره 0.260 لترًا

يشغل X g من الغاز حجمًا قدره 22.4 لترًا

X = 22.4 · 0.824 ∕ 0.260 = 71 جم.

ولذلك، فإن الكتلة المولية للغاز هي 71 جم / مول.

3.2 مقابل. عامل التكافؤ. معادلات الكتلة المولية

المهمة 1. احسب المكافئ وعامل التكافؤ والكتلة المولية لمكافئات H3PO4 أثناء تفاعلات التبادل التي تؤدي إلى تكوين أملاح حمضية وعادية.

حل دعونا نكتب معادلات التفاعل لتفاعل حمض الفوسفوريك مع القلويات:

ح 3 ص 4 + هيدروكسيد الصوديوم = ناه 2 ص 4 + ح 2 يا؛ (1)

ح 3 ص 4 + 2NaOH = نا 2 ح ص 4 + 2 ح 2 يا؛ (2)

ح 3 ص 4 + 3NaOH = نا 3 ص 4 + 3 ح 2 س (3)

بما أن حمض الفوسفوريك هو حمض تريباسيك، فإنه يشكل أملحين حمضيين (NaH 2 PO 4 - فوسفات هيدروجين الصوديوم و Na 2 HPO 4 - فوسفات هيدروجين الصوديوم) وملح وسط واحد (Na 3 PO 4 - فوسفات الصوديوم).

في التفاعل (1)، يقوم حمض الفوسفوريك بتبادل ذرة هيدروجين واحدة مع المعدن، أي. يتصرف مثل حمض أحادي القاعدة، لذلك f e (H 3 PO 4) في التفاعل (1) يساوي 1؛ ه(ن 3 ص 4) = ح 3 ص 4؛ M e (H 3 PO 4) = 1 · M (H 3 PO 4) = 98 جم / مول.

في التفاعل (2)، يقوم حمض الفوسفوريك بتبادل ذرتي هيدروجين مع المعدن، أي. يتصرف مثل حمض ديباسيك، لذلك f e (H 3 PO 4) في التفاعل (2) يساوي 1/2؛ ه(ن 3 ص 4) = 1/2 ح 3 ص 4؛ M e (H 3 PO 4) = 1/2 · M (H 3 PO 4) = 49 جم / مول.

في التفاعل (3)، يتصرف حمض الفوسفوريك مثل حمض الترباسيك، وبالتالي f e (H 3 PO 4) في هذا التفاعل يساوي 1/3؛ ه(ن 3 ص 4) = 1/3 ح 3 ص 4؛ M e (H 3 PO 4) = 1/3 M (H 3 PO 4) = 32.67 جم / مول.

المشكلة 2. تم تطبيق هيدروكسيد البوتاسيوم الزائد على محاليل: أ) فوسفات هيدروجين البوتاسيوم؛ ب) نترات ثنائي هيدروكسوبيزموث (III). أكتب معادلات تفاعلات هذه المواد مع KOH وحدد معادلاتها وعوامل التكافؤ والكتل المولية للمكافئات.

حلدعونا نكتب معادلات التفاعلات التي تحدث:

KN 2 RO 4 + 2KON = K 3 RO 4 + 2 H 2 O؛

Bi(OH) 2 NO 3 + KOH = Bi(OH) 3 + KNO 3.

يمكن استخدام طرق مختلفة لتحديد المكافئ وعامل التكافؤ ومكافئ الكتلة المولية.

الأول يعتمد على حقيقة أن المواد تتفاعل بكميات متساوية.

يتفاعل فوسفات ثنائي هيدروجين البوتاسيوم مع مكافئين من هيدروكسيد البوتاسيوم، حيث أن E(KOH) = KOH. يتفاعل 1/2 KH 2 PO 4 مع مكافئ واحد لـ KOH، وبالتالي، E(KH 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4 ؛ و ه (KH 2 ص 4) = 1/2؛ Me (KH 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 جم/مول.

تتفاعل نترات ثنائي هيدروكسي البزموت (III) مع مكافئ واحد من هيدروكسيد البوتاسيوم، وبالتالي، E(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3؛ و ه (Bi(OH) 2 NO 3) = 1؛ M e (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · M (Bi(OH) 2 NO 3) = 305 جم/مول.

أما النهج الثاني فيعتمد على أن عامل التكافؤ لمادة معقدة يساوي واحدًا مقسومًا على عدد التكافؤ، أي. عدد الاتصالات المشكلة أو المعاد هيكلتها.

فوسفات هيدروجين البوتاسيوم، عند التفاعل مع KOH، يتبادل ذرتين هيدروجين للمعدن، وبالتالي، f e (KH 2 PO 4) = 1/2؛ E(KN 2 RO 4) = 1/2 KN 2 RO 4؛ M e (1/2 KN 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 جم/مول.

نترات ثنائي هيدروكسي البزموت (III)، عند التفاعل مع هيدروكسيد البوتاسيوم، تتبادل مجموعة NO 3 واحدة، وبالتالي، (Bi(OH) 2 NO 3) = 1؛ E(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3؛ Me (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · Me (Bi(OH) 2 NO 3) = 305 جم/مول.

المهمة 3.أنتجت أكسدة 16.74 جم من المعدن ثنائي التكافؤ 21.54 جم من الأكسيد. احسب الكتل المولية لمكافئات المعدن وأكسيده. ما هي الكتلة المولية والذرية للمعدن؟

رقراروفقًا لقانون حفظ كتلة المواد، فإن كتلة أكسيد المعدن المتكون أثناء أكسدة المعدن بالأكسجين تساوي مجموع كتلتي المعدن والأكسجين.

وبالتالي، فإن كتلة الأكسجين اللازمة لتكوين 21.5 جم من الأكسيد أثناء أكسدة 16.74 جم من المعدن ستكون:

21.54 – 16.74 = 4.8 جرام

وفقا لقانون المعادلين

m Me ∕ M e (Me) = mO 2 ∕ M e (O 2); 16.74 ∕ م ه (أنا) = 4.8 ∕ 8.

ولذلك، M e (Me) = (16.74 8) ∕ 4.8 = 28 جم/مول.

يمكن حساب الكتلة المولية لمكافئ الأكسيد كمجموع الكتل المولية للمعادن ومكافئات الأكسجين:

Me(MeO) = M e (Me) + M e (O 2) = 28 + 8 + 36 جم/مول.

الكتلة المولية للمعدن ثنائي التكافؤ هي:

M (Me) = Me (Me) ∕ fе(Me) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 جم/مول.

الكتلة الذرية للمعدن (A r (Me))، معبرًا عنها بوحدة amu، تساوي عدديًا الكتلة المولية A r (Me) = 56 amu.

قصة

تعود الدراسات الكمية الأولى للتفاعلات بين الغازات إلى العالم الفرنسي جاي لوساك. وهو مؤلف قوانين التمدد الحراري للغازات وقانون العلاقات الحجمية. تم شرح هذه القوانين في عام 1811 من قبل الفيزيائي الإيطالي أميديو أفوجادرو.

عواقب القانون

النتيجة الأولىمن قانون أفوجادرو: مول واحد من أي غاز تحت نفس الظروف يشغل نفس الحجم.

على وجه الخصوص، في ظل الظروف العادية، أي عند 0 درجة مئوية (273 كلفن) و101.3 كيلو باسكال، حجم 1 مول من الغاز هو 22.4 لترا. ويسمى هذا الحجم بالحجم المولي للغاز V m. يمكن إعادة حساب هذه القيمة لدرجات الحرارة والضغوط الأخرى باستخدام معادلة Mendeleev-Clapeyron:

النتيجة الثانيةمن قانون أفوجادرو: الكتلة المولية للغاز الأول تساوي ناتج الكتلة المولية للغاز الثاني والكثافة النسبية للغاز الأول بالنسبة للثاني.

كان لهذا الموقف أهمية هائلة لتطوير الكيمياء، لأنه يجعل من الممكن تحديد الوزن الجزئي للأجسام القادرة على الانتقال إلى الحالة الغازية أو البخارية. إذا من خلال منشير إلى الوزن الجزئي للجسم، وبواسطة د- جاذبيته النوعية في حالة البخار ثم النسبة م / ديجب أن تكون ثابتة لجميع الهيئات. وقد أثبتت التجربة أنه بالنسبة لجميع الأجسام المدروسة التي تمر إلى بخار دون تحلل، فإن هذا الثابت يساوي 28.9، إذا انطلقنا عند تحديد الوزن الجزئي من الجاذبية النوعية للهواء مأخوذًا كوحدة، ولكن هذا الثابت سيكون متساويًا إلى 2، إذا أخذنا الثقل النوعي كوحدة هيدروجين وبعد أن عيننا هذا الثابت، أو ما هو نفسه، الحجم الجزئي المشترك لجميع الأبخرة والغازات مع، من الصيغة التي لدينا من ناحية أخرى م = العاصمة. نظرًا لأنه من السهل تحديد الثقل النوعي للبخار، يتم استبدال القيمة دفي الصيغة، يتم أيضًا اشتقاق الوزن الجزئي غير المعروف للجسم المحدد.

يشير التحليل الأولي، على سبيل المثال، لأحد البولي بيوتيلين إلى أن نسبة الكربون إلى الهيدروجين فيه هي 1 إلى 2، وبالتالي يمكن التعبير عن وزنه الجزئي بالصيغة CH 2 أو C 2 H 4، C 4 H 8 و بشكل عام (CH 2) ن. يتم تحديد الوزن الجزئي لهذا الهيدروكربون على الفور، وفقًا لقانون أفوجادرو، لأننا نعرف الجاذبية النوعية، أي كثافة بخاره؛ تم تحديده بواسطة بتليروف وتبين أنه 5.85 (بالنسبة للهواء)؛ أي أن وزنه الجزئي سيكون 5.85 · 28.9 = 169.06. تتوافق الصيغة C 11 H 22 مع وزن جزئي قدره 154، والصيغة C 12 H 24 - 168، وC 13 H 26 - 182. تتوافق الصيغة C 12 H 24 بشكل وثيق مع القيمة المرصودة، وبالتالي يجب أن تعبر عن حجم جسيم الهيدروكربون CH 2 الخاص بنا.

ملحوظات

روابط

• // القاموس الموسوعي لبروكهاوس وإيفرون: في 86 مجلدًا (82 مجلدًا و4 مجلدات إضافية). - سان بطرسبرج. ، 1890-1907.

مؤسسة ويكيميديا. 2010.

انظر ما هو "قانون أفوجادرو" في القواميس الأخرى:

قانون أفوجادرو- الحجوم المتساوية من أي غازات مثالية تحت نفس الظروف (درجة الحرارة، الضغط) تحتوي على نفس العدد من الجزيئات (الجزيئات، الذرات). الصيغة المكافئة: عند نفس الضغط ودرجة الحرارة، نفس الكميات من المواد المختلفة ... ... موسوعة البوليتكنيك الكبيرة

قانون أفوجادرو- - القانون الذي بموجبه تحتوي الحجوم المتساوية من الغازات المثالية عند نفس درجة الحرارة والضغط على نفس العدد من الجزيئات. قاموس الكيمياء التحليلية... المصطلحات الكيميائية

قانون أفوجادرو- Avogadro dėnis Statusas T sritis Standartizacija ir Metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. فخر. priedas(ai) تنسيقات الرسومات المميزة: engl. فرضية أفوجادرو؛ قانون أفوجادرو؛ مبدأ أفوجادرو vok. أفوجادروش ريجيل، و؛… ... Penkiakalbis aiškinamasis Metrologijos terminų žodynas

قانون أفوجادرو- Avogadro dėsnis Statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. فرضية أفوجادرو؛ قانون أفوجادرو vok. أفوجادروش ريجل، و؛ أفوجادروستش جيسيتز، ن؛ ساتز دي أفوجادرو، م روس. قانون أفوجادرو، م برانك. فرضية أفوجادرو، و؛ loi d'Avogadro، f ... Fizikos terminų žodynas

قانون أفوجادرو- Avogadro dėnis Statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. فخر. priedas(ai) تنسيقات MS Word: engl. قانون أفوجادرو vok. Avogadrosches Gesetz، n rus. قانون أفوجادرو، م برانك. لوي دافوجادرو ، ف ... أيشكيناماسيس شيلومينس وتقنيات العلامة التجارية تنتهي بالموت

انظر الكيمياء والغازات. Z. خلود المادة، أو الحفاظ على كتلة المادة، انظر المادة، لافوازييه، الكيمياء. Z. هنري دالتون، راجع الحلول. Z. Gibs Le Chatelier، انظر عكس التفاعلات الكيميائية. Z. (السعات الحرارية) لدولونج وبيتي، انظر الحرارة والكيمياء. ز.... ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

علاقة ضرورية وجوهرية ومستقرة ومتكررة بين الظواهر. 3. يعبر عن العلاقة بين الأشياء، والعناصر المكونة لكائن معين، وبين خصائص الأشياء، وكذلك بين الخصائص داخل الشيء. هناك 3.… … الموسوعة الفلسفية

قانون أفوجادرو- (أفوجادرو)، بناءً على الفرضية التي عبر عنها الفيزيائي الإيطالي أفوجادرو عام 1811، والتي تنص على أنه "في ظل نفس ظروف درجة الحرارة والضغط، تحتوي الحجوم المتساوية من جميع الغازات على نفس العدد من الجزيئات". من هذه الفرضية...... الموسوعة الطبية الكبرى

- (أفوجادرو) أميديو، كونت دي كواريجنا (1776 ـ 1856)، فيزيائي وكيميائي إيطالي. وفي عام 1811، طرح فرضية (تُعرف الآن باسم قانون أفوجادرو) مفادها أن الحجوم المتساوية من الغازات عند نفس الضغط ونفس درجة الحرارة تحتوي على نفس العدد... ... القاموس الموسوعي العلمي والتقني

- (أفوجادرو) أميديو (1776 ـ 1856)، عالم فيزياء وكيميائي إيطالي. مؤسس النظرية الجزيئية لبنية المادة (1811). وضع أحد قوانين الغازات (1811؛ قانون أفوجادرو) والذي بموجبه توجد أحجام متساوية من الغازات المثالية في نفس ... ... الموسوعة الحديثة