Закон на Авогадро в химията. Законът на Авогадро: описание и биография на учения Законът на Авогадро и последствията от него химия
Законът на Авогадро, открит през 1811 г., изигра голяма роля в развитието на химията. На първо място, той допринася за признаването на атомно-молекулярното учение, формулирано за първи път в средата на 18 век. М.В. Ломоносов. Така че, например, използвайки числото на Avogadro:
Оказа се възможно да се изчислят не само абсолютните маси на атомите и молекулите, но и действителните линейни размери на тези частици. Според закона на Авогадро:
„Еднакви обеми различни газове при постоянно налягане и температура съдържат еднакъв брой молекули, равен на“
Редица важни следствия по отношение на моларния обем и плътността на газовете следват от закона на Авогадро. Така от закона на Авогадро пряко следва, че един и същ брой молекули от различни газове ще заемат същия обем, равен на 22,4 литра. Този обем газове се нарича моларен обем. Обратното също е вярно - моларният обем на различните газове е еднакъв и равен на 22,4 литра:
Наистина, тъй като 1 мол от всяко вещество съдържа същия брой молекули, равен на , тогава очевидно техните обеми в газообразно състояние при същите условия ще бъдат еднакви. Така при нормални условия (n.s.), т.е. при натиск 
и температура, моларният обем на различните газове ще бъде 
. Количеството вещество, обемът и моларният обем на газовете могат да бъдат свързани помежду си в общия случай чрез връзка от формата:
от където съответно:
Като цяло се разграничават нормални условия (n.s.):
Стандартните условия включват:
За да преобразувате температурата по скалата на Целзий в температура по скалата на Келвин, използвайте следната връзка:
Масата на самия газ може да се изчисли от стойността на неговата плътност, т.е.
Защото както е показано по-горе:
тогава е очевидно:
от където съответно:
От горните отношения на формата:
след заместване в израза:
следва също, че:
от където съответно:
и по този начин имаме:
Тъй като при нормални условия 1 мол от нещо заема обем, равен на:
тогава съответно:
Получената по този начин връзка е много важна за разбирането на второто следствие от закона на Авогадро, което от своя страна е пряко свързано с такова понятие като относителната плътност на газовете. Като цяло относителната плътност на газовете е стойност, която показва колко пъти един газ е по-тежък или по-лек от друг, т.е. Колко пъти плътността на един газ е по-голяма или по-малка от плътността на друг, т.е. имаме релация от вида:
И така, за първия газ имаме:
съответно за втория газ:
тогава е очевидно:
и по този начин:
С други думи, относителната плътност на газа е отношението на молекулната маса на газа, който се изследва, към молекулната маса на газа, с който се прави сравнението. Относителната плътност на газа е безразмерна величина. По този начин, за да се изчисли относителната плътност на един газ спрямо друг, е достатъчно да се знаят относителните молекулни маси на тези газове. За да е ясно с какъв газ се прави сравнението е даден индекс. Например, това означава, че се прави сравнение с водород и след това те говорят за плътността на газа по отношение на водорода, без да използват думата „относително“, приемайки това като че ли по подразбиране. Измерванията се извършват по подобен начин, като се използва въздух като еталонен газ. В този случай посочете, че изследваният газ се сравнява с въздуха. В този случай средната молекулна маса на въздуха се приема за 29 и тъй като относителната молекулна маса и моларната маса са числено еднакви, тогава:
Химическата формула на изследвания газ се поставя до него в скоби, например:
и се чете като - плътността на хлора по водород. Познавайки относителната плътност на един газ по отношение на друг, е възможно да се изчисли както молекулната, така и моларната маса на газа, дори ако формулата на веществото е неизвестна. Всички горепосочени съотношения се отнасят за така наречените нормални условия.
Въведение 2
1. Закон на Авогадро 3
2. Газови закони 6
3. Последици от закона на Авогадро 7
4.Задачи по закона на Авогадро 8
Заключение 11
Препратки 12
Въведение
Предвиждането на резултатите от експеримент, усещането на общ принцип, предсказването на модел - това бележи креативността на много учени. Най-често прогнозирането се простира само в областта, с която се занимава изследователят, и не всеки има решимостта да пристъпи смело напред в своите прогнози. Понякога смелостта може да даде способност за логично разсъждение.
1. Закон на Авогадро
През 1808 г. Гей-Лусак (заедно с немския натуралист Александър Хумболт) формулира така наречения закон на обемните отношения, според който връзката между обемите на реагиращите газове се изразява в прости цели числа. Например, 2 обема водород се комбинират с 1 обем водород, за да се получат 2 обема водна пара; 1 обем хлор се свързва с 1 обем водород, давайки 2 обема хлороводород и т.н. Този закон беше малко полезен за учените по онова време, тъй като нямаше консенсус относно това от какво са направени частиците на различните газове. Нямаше ясно разграничение между такива понятия като атом, молекула, корпускула.
През 1811 г. Авогадро, след като внимателно анализира резултатите от експериментите на Гей-Лусак и други учени, стигна до заключението, че законът за обемните отношения ни позволява да разберем как са "структурирани" газовите молекули. „Първата хипотеза - пише той, - която възниква във връзка с това и която изглежда е единствената приемлива, е предположението, че броят на съставните молекули на всеки газ винаги е един и същ в един и същи обем...“ И „композитните молекули“ (сега ги наричаме просто молекули), според Авогадро, се състоят от по-малки частици - атоми.
Три години по-късно Авогадро излага своята хипотеза още по-ясно и я формулира под формата на закон, който носи неговото име: „Еднакви обеми газообразни вещества при едно и също налягане и температура съдържат еднакъв брой молекули, така че плътността на различни газовете служи като мярка за масата на техните молекули..." Това допълнение беше много важно: това означаваше, че чрез измерване на плътността на различни газове беше възможно да се определят относителните маси на молекулите, от които се състоят тези газове. Наистина, ако 1 литър водород съдържа същия брой молекули като 1 литър кислород, тогава съотношението на плътностите на тези газове е равно на съотношението на масите на молекулите. Авогадро подчерта, че не е задължително молекулите в газовете да се състоят от единични атоми, а могат да съдържат няколко атома – еднакви или различни. (Честно казано, трябва да се каже, че през 1814 г. известният френски физик А. М. Ампер, независимо от Авогадро, стига до същите заключения.)
По времето на Авогадро неговата хипотеза не може да бъде доказана теоретично. Но тази хипотеза предостави проста възможност за експериментално определяне на състава на молекулите на газообразните съединения и определяне на тяхната относителна маса. Нека се опитаме да проследим логиката на подобно разсъждение. Експериментът показва, че обемите водород, кислород и водни пари, образувани от тези газове, са в съотношение 2:1:2. От този факт могат да се направят различни изводи. Първо: молекулите на водорода и кислорода се състоят от два атома (H 2 и O 2), а молекулата на водата се състои от три, и тогава уравнението 2H 2 + O 2 → 2H 2 O е вярно, но е възможно и следното заключение: водородните молекули са едноатомни, а кислородните и водните молекули са двуатомни и тогава уравнението 2H + O 2 → 2HO със същото обемно съотношение 2:1:2 е вярно. В първия случай от съотношението на масите на водорода и кислорода във водата (1:8) следва, че относителната атомна маса на кислорода е равна на 16, а във втория - че е равна на 8. По По този начин, дори 50 години след работата на Gay-Lussac, някои учени продължават да настояват за факта, че формулата на водата е HO, а не H 2 O. Други вярват, че правилната формула е H 2 O 2. Съответно в редица таблици атомната маса на кислорода е взета равна на 8.
Имаше обаче лесен начин да се избере правилното от две предположения. За целта беше необходимо само да се анализират резултатите от други подобни експерименти. Така от тях следва, че равни обеми водород и хлор дават два пъти обема хлороводород. Този факт незабавно отхвърли възможността водородът да е моноатомен: реакции като H + Cl → HCl, H + Cl 2 → HCl 2 и други подобни не произвеждат двоен обем HCl. Следователно молекулите на водорода (а също и на хлора) се състоят от два атома. Но ако молекулите на водорода са двуатомни, тогава молекулите на кислорода също са двуатомни, а молекулите на водата имат три атома и нейната формула е H 2 O. Изненадващо е, че такива прости аргументи в продължение на десетилетия не успяха да убедят някои химици във валидността на теорията на Авогадро, които за няколко останаха практически незабелязани в продължение на десетилетия.
Това отчасти се дължи на липсата в онези дни на прост и ясен запис на формули и уравнения на химичните реакции. Но основното е, че опонентът на теорията на Авогадро беше известният шведски химик Йенс Якоб Берцелиус, който имаше безспорен авторитет сред химиците по целия свят. Според неговата теория всички атоми имат електрически заряди, а молекулите са образувани от атоми с противоположни заряди, които се привличат един друг. Смята се, че кислородните атоми имат силен отрицателен заряд, а водородните атоми имат положителен заряд. От гледна точка на тази теория беше невъзможно да си представим кислородна молекула, състояща се от два еднакво заредени атома! Но ако молекулите на кислорода са едноатомни, тогава при реакцията на кислород с азот: N + O → NO обемното съотношение трябва да бъде 1:1:1. И това противоречи на експеримента: 1 литър азот и 1 литър кислород дават 2 литра NO. На тази основа Берцелиус и повечето други химици отхвърлиха хипотезата на Авогадро като несъвместима с експерименталните данни!
Хипотезата на Авогадро е съживена и убеждава химиците в нейната валидност в края на 1850 г. от младия италиански химик Станислао Канизаро (1826–1910). Той прие правилните (двойни) формули за молекулите на газообразните елементи: H 2, O 2, Cl 2, Br 2 и др. и съгласува хипотезата на Авогадро с всички експериментални данни. „Крайъгълният камък на съвременната атомна теория“, пише Канизаро, „е теорията на Авогадро... Тази теория представлява най-логичната отправна точка за обяснението на основните идеи за молекулите и атомите и за доказателството на последните... Първоначално изглеждаше, че физическите факти не са в съответствие с теорията на Авогадро и Ампер, така че тя беше оставена настрана и скоро забравена; но след това химиците, по самата логика на своите изследвания и в резултат на спонтанната еволюция на науката, неусетно за тях, бяха доведени до същата теория... Кой не вижда в това дълго и несъзнателно въртене на науката и в посока на поставената цел решително доказателство в полза на теорията на Авогадро и Ампер? Теория, до която се стигна от различни и дори противоположни точки, теория, която позволи да се предвидят много факти, потвърдени от опита, трябва да бъде нещо повече от просто научно изобретение. Трябва да е... самата истина."
Д. И. Менделеев пише за разгорещените дискусии от онова време: „През 50-те години някои приемаха O = 8, други O = 16, ако H = 1. Водата за първите беше HO, водородният прекис HO 2, за втория, както сега , вода H 2 O, водороден пероксид H 2 O 2 или H O. Цареше объркване и объркване. През 1860 г. химици от цял свят се събират в Карлсруе, за да постигнат съгласие и единство на конгрес. Присъствайки на този конгрес, добре си спомням колко голямо беше несъгласието, как условното споразумение беше пазено с най-голямо достойнство от светилата на науката и как тогава последователите на Жерар, водени от италианския професор Канизаро, пламенно преследваха последици от закона на Авогадро.
След като хипотезата на Авогадро стана общоприета, учените успяха не само да определят правилно състава на молекулите на газообразните съединения, но и да изчислят атомните и молекулните маси. Това знание помогна лесно да се изчислят масовите съотношения на реагентите в химичните реакции. Такива връзки бяха много удобни: като измерваха масата на веществата в грамове, учените сякаш работеха с молекули. Количество вещество, числено равно на относителната молекулна маса, но изразено в грамове, се нарича грам молекула или мол (думата „мол“ е измислена в началото на 20 век от немския физикохимик, носител на Нобелова награда Вилхелм Оствалд (1853–1932); съдържа същото, коренът е същият като думата „молекула“ и идва от латинските moles - насипно състояние, маса с умалителна наставка). Обемът на един мол вещество в газообразно състояние също беше измерен: при нормални условия (т.е. при налягане 1 atm = 1,013 10 5 Pa и температура 0°C) той е равен на 22,4 литра (при условие, че газ близък до идеалния). Броят на молекулите в един мол започва да се нарича константа на Авогадро (обикновено се обозначава нА). Това определение за бенка се запази почти век.
Понастоящем един мол се дефинира по различен начин: това е количеството вещество, съдържащо същия брой структурни елементи (те могат да бъдат атоми, молекули, йони или други частици), колкото има в 0,012 kg въглерод-12. През 1971 г., с решение на 14-та Генерална конференция по мерки и теглилки, молът е въведен в Международната система от единици (SI) като 7-ма основна единица.
Дори по времето на Канизаро беше очевидно, че тъй като атомите и молекулите са много малки и никой никога не ги е виждал, константата на Авогадро трябва да е много голяма. С течение на времето те се научиха да определят размера на молекулите и стойността нА - отначало много грубо, после все по-точно. Първо, те разбраха, че и двете количества са свързани помежду си: колкото по-малки са атомите и молекулите, толкова по-голямо е числото на Авогадро. Размерът на атомите е оценен за първи път от немския физик Йозеф Лошмид (1821–1895). Въз основа на молекулярно-кинетичната теория на газовете и експериментални данни за увеличаване на обема на течностите при тяхното изпаряване, през 1865 г. той изчислява диаметъра на молекулата на азота. Той стигна до 0,969 nm (1 нанометър е една милиардна от метъра), или, както пише Лошмид, „диаметърът на една въздушна молекула е закръглен, равен на една милионна от милиметъра“. Това е приблизително три пъти над съвременната стойност, което е добър резултат за онова време. Втората статия на Лошмид, публикувана през същата година, също дава броя на молекулите в 1 cm 3 газ, който оттогава се нарича константа на Лошмид ( н L). Лесно е да получите стойността от него н A, умножено по моларния обем на идеален газ (22,4 l/mol).
Константата на Авогадро е определена с много методи. Например от синия цвят на небето следва, че слънчевата светлина е разпръсната във въздуха. Както показа Рейли, интензитетът на разсейване на светлината зависи от броя на въздушните молекули на единица обем. Чрез измерване на съотношението на интензитетите на пряката слънчева светлина и разсеяната светлина от синьото небе може да се определи константата на Авогадро. За първи път подобни измервания са извършени от италианския математик и виден политически деец Куинтино Села (1827–1884) на връх Монте Роза (4634 м), в Южна Швейцария. Изчисленията, направени на базата на тези и подобни измервания, показват, че 1 мол съдържа приблизително 6·10 23 частици.
Друг метод е използван от френския учен Жан Перен (1870–1942). Под микроскоп той преброи броя на малките (с диаметър около 1 микрон) топчета дъвка, вещество, свързано с каучука и получено от сока на някои тропически дървета, суспендирани във вода. Перин вярваше, че същите закони, които управляват газовите молекули, се прилагат и за тези топки. В този случай е възможно да се определи "моларната маса" на тези топки; и знаейки масата на отделна топка (за разлика от масата на реалните молекули, тя може да бъде измерена), беше лесно да се изчисли константата на Авогадро. Перин получи приблизително 6,8 10 23.
Съвременното значение на тази константа н A = 6.0221367·10 23.
Константата на Авогадро е толкова голяма, че е трудно да си представим. Например, ако една футболна топка се увеличи с нИ тъй като е в обем, глобусът ще се побере в него. Ако в нИ ако увеличите диаметъра на топката, тогава най-голямата галактика, съдържаща стотици милиарди звезди, ще се побере в нея! Ако излеете чаша вода в морето и изчакате, докато тази вода се разпредели равномерно във всички морета и океани, до самото им дъно, тогава, загребвайки чаша вода навсякъде по земното кълбо, няколко десетки молекули вода, които някога са били в стъкло. Ако вземете един мол доларови банкноти, те ще покрият всички континенти с 2-километров плътен слой...
2. Газови закони
Връзката между налягането и обема на идеален газ при постоянна температура е показана на фиг. 1.
Налягането и обемът на газовата проба са обратно пропорционални, т.е. техните продукти са постоянна стойност: pV = const. Тази връзка може да бъде написана във форма, по-удобна за решаване на задачи:
p1V1 = p2V2 (закон на Бойл-Мариот).
Нека си представим, че 50 литра газ (V1), под налягане от 2 atm (p1), се компресират до обем от 25 литра (V2), тогава новото му налягане ще бъде равно на:
З
Зависимостта на свойствата на идеалните газове от температурата се определя от закона на Гей-Лусак: обемът на газа е право пропорционален на неговата абсолютна температура (при постоянна маса: V = kT, където k е коефициентът на пропорционалност). Тази връзка обикновено се записва в по-удобна форма за решаване на проблеми:
Например, ако 100 литра газ при температура 300K се нагреят до 400K без промяна на налягането, тогава при по-висока температура новият обем газ ще бъде равен на
З 
описанието на закона за комбинирания газ pV/T= = const може да се трансформира в уравнението на Менделеев-Клапейрон:
където R е универсалната газова константа, а е броят молове газ.
U
Уравнението на Менделеев-Клапейрон позволява голямо разнообразие от изчисления. Например, можете да определите броя молове газ при налягане 3 atm и температура 400 K, заемащи обем от 70 l:
Една от последиците от единния закон за газа: Равни обеми различни газове при една и съща температура и налягане съдържат еднакъв брой молекули. Това е законът на Авогадро.
Важно следствие също следва от закона на Авогадро: масите на два идентични обема от различни газове (естествено, при същото налягане и температура) са свързани като техните молекулни маси:
m1/m2 = M1/M2 (m1 и m2 са масите на двата газа);
M1IM2 представлява относителна плътност.
Законът на Авогадро се прилага само за идеални газове. При нормални условия газовете, които трудно се компресират (водород, хелий, азот, неон, аргон), могат да се считат за идеални. За въглероден оксид (IV), амоняк, серен оксид (IV) отклонения от идеалността се наблюдават вече при нормални условия и се увеличават с повишаване на налягането и понижаване на температурата.
3. Последици от закона на Авогадро
4.Задачи по закона на Авогадро
Проблем 1
При 25 °C и налягане от 99,3 kPa (745 mm Hg), определен газ заема обем от 152 cm3. Намерете какъв обем ще заеме същият газ при 0 °C и налягане 101,33 kPa?
Решение
Замествайки данните за проблема в уравнение (*), получаваме:
Vo = PVTo / TPo = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 cm3.
Проблем 2
Изразете масата на една молекула CO2 в грамове.
Решение
Молекулното тегло на CO2 е 44,0 amu. Следователно моларната маса на CO2 е 44,0 g/mol. 1 мол CO2 съдържа 6,02*1023 молекули. Оттук намираме масата на една молекула: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31 * 10-23 g.
Задача 3
Определете обема, който азотът с тегло 5,25 g ще заеме при 26 °C и налягане 98,9 kPa (742 mm Hg).
Решение
Определете количеството N2, съдържащо се в 5,25 g: 5,25 / 28 = 0,1875 mol,
V, = 0,1875*22,4 = 4,20 dm3. След това привеждаме получения обем до условията, посочени в проблема: V = PoVoT / PTo = 101,3 * 4,20 * 299 / 98,9 * 273 = 4,71 dm3.
Проблем 4
Въглеродният окис („въглероден окис“) е опасен замърсител на въздуха. Намалява способността на кръвния хемоглобин да пренася кислород, причинява заболявания на сърдечно-съдовата система и намалява мозъчната активност. Поради непълното изгаряне на природните горива на Земята се образуват 500 милиона тона CO годишно. Определете какъв обем (при нормални условия) ще бъде зает от въглероден окис, образуван на Земята по тази причина.
Решение
Нека напишем условието на проблема във формула:
m(CO) = 500 милиона тона = 5. 1014 гр
M(CO) = 28 g/mol
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
V(CO) =? (Добре.)
За решаване на проблема се използват уравнения, които свързват количеството вещество, масата и моларната маса:
m(CO) / M(CO) = n(CO),
както и количеството на газообразното вещество, неговия обем и моларен обем:
V (CO) / VM = n(CO)
Следователно: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM, следователно:
V(CO) = (VM . m(CO)) / M(CO) = (22,4 . 5 . 1014) / 28
[(l/mol) . g/(g/mol)] = 4 . 1014 l = 4. 1011 m3 = 400 km3
Проблем 5
Изчислете обема, зает (при нула) от част от газа, необходим за дишане, ако тази част съдържа 2,69 . 1022 молекули от този газ. Какъв газ е това?
Решение.
Газът, необходим за дишане, разбира се, е кислородът. За да решим задачата, първо записваме нейното условие под формата на формула:
N(02) = 2,69. 1022 (молекули)
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
NA = 6,02. 1023 mol-1
V(O2) = ? (Добре.)
За решаване на проблема се използват уравнения, които свързват броя на частиците N(O2) в дадена част от веществото n(O2) и числото на Авогадро NA:
n(O2) = N(O2) / NA,
както и количеството, обема и моларния обем на газообразното вещество (n.s.):
n(O2) = V(O2) / VM
Следователно: V(O2) = VM. n(O2) = (VM . N(O2)) / NA = (22.4 . 2.69 . 1022) : (6.02 . 1023) [(l/mol) : mol--1] = 1, 0 l
Отговор. Част от кислорода, която съдържа посочения в условието брой молекули, заема под бр. обем 1л.
Проблем 6
Въглеродният диоксид с обем 1 литър при нормални условия има маса 1,977 g. Какъв е реалният обем на мол от този газ (при нормални условия)? Обяснете отговора си.
Решение
Моларна маса M (CO2) = 44 g/mol, след това обем на мол 44/1,977 = 22,12 (l). Тази стойност е по-малка от приетата за идеални газове (22,4 l). Намаляването на обема е свързано с увеличаване на взаимодействието между молекулите на CO2, т.е. отклонение от идеалността.
Проблем 7
Газообразен хлор с тегло 0,01 g, намиращ се в запечатана ампула с обем 10 cm3, се нагрява от 0 до 273oC. Какво е първоначалното налягане на хлора при 0oC и при 273oC?
Решение
Mr(CI2) =70,9; следователно 0,01 g хлор съответства на 1,4 · 10-4 mol. Обемът на ампулата е 0,01 l. Използвайки уравнението на Менделеев-Клапейрон pV=vRT, намираме началното налягане на хлора (p1) при 0oC:
по подобен начин намираме налягането на хлора (p2) при 273oC: p2 = 0,62 atm.
Задача 8
Какъв е обемът, зает от 10 g въглероден оксид (II) при температура 15oC и налягане 790 mm Hg? Изкуство.?
Решение
Проблем 8
Газът от шахти или CH 4 метанът е истинско бедствие за миньорите. Експлозиите му в мини водят до големи разрушения и загуба на живот. Г. Дейви изобретил безопасна миньорска лампа. В него пламъкът беше заобиколен от медна мрежа и не излизаше извън границите си, така че метанът не се нагряваше до температурата на запалване. Победата над огнището се счита за граждански подвиг от Г. Дейви.
Ако количеството на метановото вещество при бр. е равно на 23,88 мола, тогава какъв е обемът на този газ, изчислен в литри?
Решение
V = 23,88 mol * 22,4 l/mol = 534,91 l
Проблем 9
Всеки, който някога е палил кибрит, познава миризмата на серен диоксид SO2. Този газ е силно разтворим във вода: 42 литра серен диоксид могат да бъдат разтворени в 1 литър вода. Определете масата на серен диоксид, който може да се разтвори в 10 литра вода.
Решение
ν = V/V m V=ν * V m m = ν * M
42 l SO 2 се разтварят в 1 l вода
x l SO 2 - в 10 l вода
x = 42* 10/1 = 420 l
ν = 420 l/ 22,4 l/mol = 18,75 mol
m = 18,75 mol * 64 g/mol = 1200 g
Проблем 10
За един час възрастен издишва приблизително 40 g въглероден диоксид. Определете обема (бр.) на дадена маса от този газ.
Решение
m = ν * M ν = m/M V=ν * V m
ν(CO 2) = 40 g / 44 g/mol = 0,91 mol
V(CO 2) =0,91 mol * 22,4 l/mol = 20,38 l
Заключение
Оттогава заслугите на Авогадро като един от основателите на молекулярната теория са получили всеобщо признание. Логиката на Авогадро се оказа безупречна, което по-късно беше потвърдено от Дж. Максуел с изчисления, базирани на кинетичната теория на газовете; след това е получено експериментално потвърждение (например въз основа на изследването на Брауновото движение) и също така е установено колко частици се съдържат в мол от всеки газ. Тази константа - 6.022 1023 - е наречена числото на Авогадро, увековечавайки името на проницателния изследовател.
Библиография
Бутскус П.Ф. Христоматия по органична химия. Помагало за ученици от 10 клас / съст. Бутскус П.Ф. – 2-ро. изд., преработено. – М.: Образование, 1985.
Биков Г.В. Амедео Авогадро: Скица на живота и работата. М.: Наука, 1983
Глинка Н.Л. обща химия. Уч. наръчник за университети. – Л.: Химия, 1983.
Крицман В.А. Робърт Бойл, Джон Далтън, Амедео Авогадро. Създателите на молекулярната наука в химията. М., 1976
Кузнецов V.I. Обща химия. Тенденции на развитие. – М.: Висше училище.
Макаров К. А. Химия и здраве.Просвещение, 1985г.
Марио Лиуци. История на физиката. М., 1970
Полър З. Химията по пътя към третото хилядолетие. Превод от немски / превод и предговор от Vasina N.A. – М.: Мир, 1982.
Предвидете резултатите от изследването, предскажете модел, усетете общия произход - всичко това бележи креативността на голям брой експериментатори и учени. Най-често прогнозата се отнася само за сферата на работа на изследователя. И малко хора имат смелостта да се заемат с дългосрочни прогнози, значително изпреварили времето си. Италианецът Амедео Авогадро имаше повече от достатъчно смелост. Поради тази причина този учен е известен в целия свят. И законът на Авогадро все още се използва от всички химици и физици на планетата. В тази статия ще говорим подробно за него и неговия автор.
Детство и обучение
Амедео Авогадро е роден в Торино през 1776 г. Баща му Филип работи като чиновник в съдебния отдел. Общо в семейството имаше осем деца. Всички предци на Амедео са служили като адвокати в католическата църква. Младият мъж също не се отклони от традицията и се зае с юриспруденцията. На двадесет години той вече имаше докторска степен.
С течение на времето правната практика престана да интересува Амедео. Интересите на младия мъж са в друга област. Дори в младостта си той посещава училището по експериментална физика и геометрия. Тогава се заражда любовта на бъдещия учен към науката. Поради пропуски в знанията Авогадро започва самообразование. На 25-годишна възраст Амедео посвещава цялото си свободно време на изучаване на математика и физика.
Научна дейност
На първия етап научната дейност на Амедео е посветена на изучаването на електрическите явления. Интересът на Авогадро се засилва, след като Волт открива източника на електрически ток през 1800 г. Не по-малко интересни за младия учен бяха дискусиите между Волта и Галвани за природата на електричеството. И като цяло, по това време тази област беше напреднала в науката.
През 1803 и 1804 г. Авогадро, заедно с брат си Феличе, представят два труда на учени от Торинската академия, разкриващи теории за електрохимични и електрически явления. През 1804 г. Амедео става член-кореспондент на тази академия.
През 1806 г. Авогадро получава работа като учител в Торинския лицей. И три години по-късно ученият се премества в лицея Верчели, където преподава математика и физика в продължение на десет години. През този период Амедео чете много научна литература, правейки полезни откъси от книги. Той ги води до края на живота им. Натрупаха се цели 75 тома от по 700 страници. Съдържанието на тези книги говори за многостранността на интересите на учения и колосалната работа, която е извършил.
Личен живот
Амедео уреди семейния живот доста късно, когато възрастта му вече надхвърли третото десетилетие. Докато работи във Верчели, той се запознава с Анна ди Джузепе, която е много по-млада от учения. Този брак роди осем деца. Никой от тях не последва стъпките на баща си.
Законът на Авогадро и неговите последствия
През 1808 г. Гей-Лусак (в сътрудничество с Хумболт) формулира принципа на обемните отношения. Този закон гласи, че връзката между обемите на реагиращите газове може да се изрази с прости числа. Например 1 обем хлор, комбиниран с 1 обем водород, дава 2 обема хлороводород и т.н. Но този закон не даде нищо, тъй като, първо, нямаше специфична разлика между понятията корпускула, молекула, атом, и второ, учените имаха различни мнения относно състава на частиците от различни газове.
През 1811 г. Амедео започва задълбочен анализ на резултатите от изследванията на Гей-Люсак. В резултат на това Авогадро осъзна, че законът за обемните отношения ни позволява да разберем структурата на газовата молекула. Хипотезата, която той формулира, е: „Броят на молекулите на който и да е газ в същия обем винаги е един и същ.“
Откриване на закона
Цели три години ученият продължава да експериментира. И в резултат на това се появи законът на Авогадро, който звучи така: „Еднакви обеми газообразни вещества при еднаква температура и налягане съдържат еднакъв брой молекули. И мярката за масата на молекулите може да се определи от плътността на различни газове. Например, ако 1 литър кислород съдържа същия брой молекули като 1 литър водород, тогава съотношението на плътностите на тези газове е равно на съотношението на масата на молекулите. Ученият също отбеляза, че молекулите в газовете не винаги се състоят от единични атоми. Допустимо е наличието както на различни, така и на идентични атоми.
За съжаление по времето на Авогадро този закон не можеше да бъде доказан теоретично. Но това направи възможно експериментално да се установи съставът на газовите молекули и да се определи тяхната маса. Нека следваме логиката на подобни разсъждения. По време на експеримента беше разкрито, че водните пари от газа, както и обемите водород и кислород са в съотношение 2:1:2. От този факт могат да се направят различни изводи. Първо: водната молекула се състои от три атома, а водородните и кислородните молекули се състоят от два. Второто заключение също е съвсем подходящо: молекулите на водата и кислорода са двуатомни, а молекулите на водорода са едноатомни.
Противници на хипотезата
Законът на Авогадро имаше много противници. Това отчасти се дължи на факта, че в онези дни не е имало просто и ясно записване на уравнения и формули за химични реакции. Основният критик беше Йенс Берцелиус, шведски химик с безспорен авторитет. Той вярваше, че всички атоми имат електрически заряди и че самите молекули са изградени от атоми с противоположни заряди, които се привличат един друг. Така водородните атоми имаха положителен заряд, а кислородните атоми имаха отрицателен заряд. От тази гледна точка молекула кислород, състояща се от 2 еднакво заредени атома, просто не съществува. Но ако молекулите на кислорода все още са едноатомни, тогава при реакцията на азот с кислород пропорцията на обемното съотношение трябва да бъде 1:1:1. Това твърдение противоречи на експеримента, където 2 литра азотен оксид са получени от 1 литър кислород и 1 литър азот. Поради тази причина Берцелиус и други химици отхвърлиха закона на Авогадро. В края на краищата той абсолютно не отговаряше на експерименталните данни.
Възраждане на закона
До шейсетте години на деветнадесети век в химията се наблюдава произвол. Освен това, той се разшири както до оценката на молекулните маси, така и до описанието на химичните реакции. Като цяло имаше много погрешни схващания относно атомния състав на сложните вещества. Някои учени дори планираха да се откажат от молекулярната теория. И едва през 1858 г. химик от Италия на име Канизаро намира препратка към закона на Авогадро и последствията от него в кореспонденцията на Бертоле и Ампер. Това внесе ред в объркващата картина на химията по онова време. Две години по-късно Канизаро говори за закона на Авогадро в Карлсруе на Международния конгрес по химия. Докладът му направи незаличимо впечатление на учените. Един от тях каза, че сякаш е видял светлината, всички съмнения са изчезнали и в замяна е имало чувство на увереност.
След като законът на Авогадро беше признат, учените можеха не само да определят състава на газовите молекули, но и да изчислят атомните и молекулните маси. Това знание помогна при изчисляването на масовите съотношения на реагентите в различни химични реакции. И беше много удобно. Чрез измерване на масата в грамове изследователите могат да манипулират молекули.
Заключение
Измина много време от откриването на закона на Авогадро, но никой не е забравил за основателя на молекулярната теория. Логиката на учения беше безупречна, което по-късно беше потвърдено от изчисленията на Дж. Максуел, базирани на кинетичната теория на газовете, а след това и от експериментални изследвания (брауново движение). Също така беше определено колко частици се съдържат в мол от всеки газ. Тази константа, 6.022.1023, беше наречена числото на Авогадро, увековечавайки името на проницателния Амедео.
Изследването на свойствата на газовете позволи на италианския физик А. Авогадро през 1811г. изложи хипотеза, която впоследствие беше потвърдена от експериментални данни и стана известна като закон на Авогадро: равни обеми различни газове при еднакви условия (температура и налягане) съдържат еднакъв брой молекули.
Важно следствие следва от закона на Авогадро: мол от всеки газ при нормални условия (0C (273 K) и налягане от 101,3 kPa ) заема обем от 22,4 литра. Този обем съдържа 6,02 10 23 газови молекули (числото на Авогадро).
От закона на Авогадро също следва, че масите на равни обеми различни газове при една и съща температура и налягане са свързани една с друга като моларните маси на тези газове:
където m 1 и m 2 са маси,
M 1 и M 2 са молекулните маси на първия и втория газ.
Тъй като масата на веществото се определя от формулата
където ρ е плътността на газа,
V – обем газ,
тогава плътностите на различните газове при едни и същи условия са пропорционални на техните моларни маси. Най-простият метод за определяне на моларната маса на веществата в газообразно състояние се основава на това следствие от закона на Авогадро.
.
От това уравнение можем да определим моларната маса на газа:
.
2.4 Закон за обемните отношения
Първите количествени изследвания на реакциите между газовете принадлежат на френския учен Gay-Lussac, автор на известния закон за топлинното разширение на газовете. Чрез измерване на обемите на газовете, които са реагирали, и тези, образувани в резултат на реакциите, Гей-Люсак стига до обобщение, известно като закон за прости обемни съотношения: обемите на газовете, които са реагирали, са свързани един с друг и обемите на получените газове реакционни продукти като малки цели числа, равни на техните стехиометрични коефициенти .
Например, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, когато два обема водород и един обем кислород взаимодействат, се образуват два обема водна пара. Законът е валиден в случай, че измерванията на обема са извършени при същото налягане и същата температура.
2.5 Закон за еквивалентите
Въвеждането в химията на понятията „еквивалент“ и „моларна маса на еквивалентите“ направи възможно формулирането на закон, наречен закон на еквивалентите: Масите (обемите) на веществата, реагиращи едно с друго, са пропорционални на моларните маси (обеми) на техните еквиваленти .
Струва си да се спрем на концепцията за обема на мол газови еквиваленти. Както следва от закона на Авогадро, мол от всеки газ при нормални условия заема обем, равен на 22,4 л. Съответно, за да се изчисли обемът на мол газови еквиваленти, е необходимо да се знае броя на моловете еквиваленти в един мол. Тъй като един мол водород съдържа 2 мола водородни еквиваленти, 1 мол водородни еквиваленти заема обема при нормални условия:
3 Решаване на типични задачи
3.1 мол. Моларна маса. Моларен обем
Задача 1.Колко мола железен (II) сулфид се съдържат в 8,8 g FeS?
РешениеОпределете моларната маса (M) на железен (II) сулфид.
M(FeS)= 56 +32 = 8 8 g/mol
Нека изчислим колко мола се съдържат в 8,8 g FeS:
n = 8,8 ∕ 88 = 0,1 mol.
Задача 2.Колко молекули има в 54 g вода? Каква е масата на една водна молекула?
РешениеОпределете моларната маса на водата.
М(Н2О) = 18 g/mol.
Следователно 54 g вода съдържа 54/18 = 3 mol H 2 O. Един мол от всяко вещество съдържа 6,02 10 23 молекули. Тогава 3 мола (54 g H 2 O) съдържат 6,02 10 23 3 = 18,06 10 23 молекули.
Нека определим масата на една водна молекула:
m H2O = 18 ∕ (6,02 10 23) = 2,99 10 23 g.
Задача 3.Колко мола и молекули се съдържат в 1 m 3 всеки газ при нормални условия?
Решение 1 мол от всеки газ при нормални условия заема обем от 22,4 литра. Следователно 1 m3 (1000 l) ще съдържа 44,6 мола газ:
n = 1000/ 22,4 = 44,6 mol.
1 мол от всеки газ съдържа 6,02 10 23 молекули. От това следва, че 1 m 3 всеки газ при нормални условия съдържа
6,02 10 23 44,6 = 2,68 10 25 молекули.
Задача 4.Изразете в молове:
а) 6,02 10 22 молекули C 2 H 2;
б) 1,80 10 24 азотни атома;
в) 3,01 10 23 NH 3 молекули.
Каква е моларната маса на тези вещества?
РешениеЕдин мол е количество от вещество, което съдържа определен брой частици от всеки конкретен тип, равен на константата на Авогадро. Оттук
а)n C2H2 = 6,02 · 10 22 /6,02 · 10 23 = 0,1 mol;
б) n N = 1,8 · 10 24 / 6,02 · 10 23 = 3 мола;
в) n NH3 = 3,01 · 10 23 / 6,02 · 10 23 = 0,5 mol.
Моларната маса на веществото в грамове е числено равна на неговата относителна молекулна (атомна) маса.
Следователно моларните маси на тези вещества са равни:
а) М(С2Н2) = 26 g/mol;
b) M(N) = 14 g/mol;
c) M(NH3) = 17 g/mol.
Задача 5.Определете моларната маса на газа, ако при нормални условия 0,824 g от него заемат обем от 0,260 литра.
РешениеПри нормални условия 1 мол от всеки газ заема обем от 22,4 литра. Изчислявайки масата на 22,4 литра от този газ, намираме неговата моларна маса.
0,824 g газ заема обем от 0,260 l
X g газ заемат обем от 22,4 литра
X = 22,4 · 0,824 ∕ 0,260 = 71 g.
Следователно моларната маса на газа е 71 g/mol.
3.2 Еквивалентен. Фактор на еквивалентност. Моларни масови еквиваленти
Задача 1. Изчислете еквивалента, фактора на еквивалентност и моларната маса на еквивалентите на H 3 PO 4 по време на обменни реакции, които водят до образуването на киселинни и нормални соли.
Решение Нека напишем уравненията на реакцията за взаимодействие на фосфорна киселина с алкали:
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O; (1)
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O; (2)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O. (3)
Тъй като фосфорната киселина е триосновна киселина, тя образува две киселинни соли (NaH 2 PO 4 - натриев дихидроген фосфат и Na 2 HPO 4 - натриев хидроген фосфат) и една средна сол (Na 3 PO 4 - натриев фосфат).
В реакция (1) фосфорната киселина обменя един водороден атом с метала, т.е. се държи като едноосновна киселина, следователно f e (H 3 PO 4) в реакция (1) е равно на 1; E(N3PO4) = H3PO4; M e (H3PO4) = 1·M (H3PO4) = 98 g/mol.
В реакция (2) фосфорната киселина обменя два водородни атома за метала, т.е. се държи като двуосновна киселина, следователно f e (H 3 PO 4) в реакция (2) е равно на 1/2; E(N3PO4) = 1/2H3PO4; M e (H3PO4) = 1/2 · M (H3PO4) = 49 g/mol.
В реакция (3) фосфорната киселина се държи като триосновна киселина, следователно f e (H 3 PO 4) в тази реакция е равно на 1/3; E(N3PO4) = 1/3H3PO4; M e (H3PO4) = 1/3 M (H3PO4) = 32.67 g/mol.
Проблем 2. Излишък от калиев хидроксид се прилага към разтвори на: а) калиев дихидроген фосфат; б) дихидроксобисмут (III) нитрат. Напишете уравнения за реакциите на тези вещества с KOH и определете техните еквиваленти, фактори на еквивалентност и моларни маси на еквиваленти.
РешениеНека напишем уравненията на протичащите реакции:
KN 2 RO 4 + 2KON = K 3 RO 4 + 2 H 2 O;
Bi(OH) 2 NO 3 + KOH = Bi(OH) 3 + KNO 3.
Могат да се използват различни подходи за определяне на еквивалента, фактора на еквивалентност и еквивалента на моларна маса.
Първият се основава на факта, че веществата реагират в еквивалентни количества.
Калиевият дихидроген фосфат реагира с два еквивалента калиев хидроксид, тъй като E(KOH) = KOH. 1/2 KH 2 PO 4 взаимодейства с един еквивалент на KOH, следователно, E(KH 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4 ; f e (KH2PO4) = 1/2; Me (KH2PO4) = 1/2 · M (KH2PO4) = 68 g/mol.
Дихидроксобисмутовият (III) нитрат реагира с един еквивалент калиев хидроксид, следователно E(Bi(OH) 2NO3) = Bi(OH)2NO3; f e (Bi(OH)2NO3) = 1; M e (Bi(OH) 2NO 3) = 1 · M (Bi(OH) 2NO 3) = 305 g/mol.
Вторият подход се основава на факта, че факторът на еквивалентност на сложно вещество е равен на единица, разделена на числото на еквивалентност, т.е. броя на образуваните или преструктурирани връзки.
Калиевият дихидроген фосфат, когато взаимодейства с KOH, обменя два водородни атома за метала, следователно 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 g/mol.
Дихидроксобисмут (III) нитрат, когато реагира с калиев хидроксид, обменя една NO 3 – група, следователно (Bi (OH) 2 NO 3) = 1; E(Bi(OH)2NO3) = Bi(OH)2NO3; Me (Bi(OH) 2NO 3) = 1 · Me (Bi(OH) 2NO 3) = 305 g/mol.
Задача 3.При окисляването на 16,74 g двувалентен метал се получават 21,54 g оксид. Изчислете моларните маси на еквивалентите на метала и неговия оксид. Какви са моларната и атомната маса на метала?
РрешениеСъгласно закона за запазване на масата на веществата масата на металния оксид, образуван по време на окисляването на метал с кислород, е равна на сумата от масите на метала и кислорода.
Следователно масата на кислорода, необходима за образуването на 21,5 g оксид по време на окисляването на 16,74 g метал, ще бъде:
21,54 – 16,74 = 4,8 g.
Според закона на еквивалентите
m Me ∕ M e (Me) = mO 2 ∕ M e (O 2); 16,74 ∕ M e (Me) = 4,8 ∕ 8.
Следователно, M e (Me) = (16,74 8) ∕ 4,8 = 28 g/mol.
Моларната маса на оксидния еквивалент може да се изчисли като сбор от моларните маси на металния и кислородния еквивалент:
Me(MeO) = M e (Me) + M e (O 2) = 28 + 8 + 36 g/mol.
Моларната маса на двувалентен метал е:
M (Me) = Me (Me) ∕ fe(Me) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 g/mol.
Атомната маса на метала (A r (Me)), изразена в amu, е числено равна на моларната маса A r (Me) = 56 amu.
История
Първите количествени изследвания на реакциите между газовете принадлежат на френския учен Гей-Люсак. Автор е на законите за топлинното разширение на газовете и закона за обемните отношения. Тези закони са обяснени през 1811 г. от италианския физик Амедео Авогадро.
Последици от закона
Първо следствиеот закона на Авогадро: един мол от всеки газ при същите условия заема същия обем.
По-специално, при нормални условия, т.е. при 0 °C (273K) и 101,3 kPa, обемът на 1 мол газ е 22,4 литра. Този обем се нарича моларен обем на газа V m. Тази стойност може да бъде преизчислена към други температури и налягания, като се използва уравнението на Менделеев-Клапейрон:
.Второ следствиеот закона на Авогадро: моларната маса на първия газ е равна на произведението на моларната маса на втория газ и относителната плътност на първия газ спрямо втория.
Тази позиция беше от огромно значение за развитието на химията, тъй като позволява да се определи частичното тегло на телата, способни да преминат в газообразно или парообразно състояние. Ако през мозначаваме частичното тегло на тялото, а с д- неговото специфично тегло в състояние на пара, след това съотношението м / дтрябва да бъде постоянен за всички тела. Опитът показва, че за всички изследвани тела, които преминават в пара без разлагане, тази константа е равна на 28,9, ако при определяне на парциалното тегло изхождаме от специфичното тегло на въздуха, взето като единица, но тази константа ще бъде равна до 2, ако вземем специфичното тегло като единица водород След като обозначих тази константа или, което е същото, частичния обем, общ за всички пари и газове като СЪС, от формулата, която имаме от друга страна m = dC. Тъй като специфичното тегло на парата се определя лесно, тогава, замествайки стойността дВъв формулата се извежда и неизвестното частично тегло на даденото тяло.
Елементарният анализ, например, на един от полибутилените показва, че съотношението на въглерод към водород в него е 1 към 2 и следователно неговото частично тегло може да се изрази с формулата CH 2 или C 2 H 4, C 4 H 8 и като цяло (CH 2) n. Частичното тегло на този въглеводород се определя веднага, следвайки закона на Авогадро, тъй като знаем специфичното тегло, т.е. плътността на неговите пари; беше определено от Бутлеров и се оказа 5,85 (спрямо въздуха); т.е. неговото частично тегло ще бъде 5,85 · 28,9 = 169,06. Формулата C 11 H 22 съответства на частично тегло от 154, формулата C 12 H 24 - 168 и C 13 H 26 - 182. Формулата C 12 H 24 съответства точно на наблюдаваната стойност и следователно трябва да изразява размера на частиците на нашия въглеводород CH2.
Бележки
Връзки
- // Енциклопедичен речник на Брокхаус и Ефрон: В 86 тома (82 тома и 4 допълнителни). - Санкт Петербург. , 1890-1907.
Фондация Уикимедия. 2010 г.
Вижте какво е "законът на Авогадро" в други речници:
ЗАКОН НА АВОГАДРО- равни обеми от всякакви идеални газове при еднакви условия (температура, налягане) съдържат еднакъв брой частици (молекули, атоми). Еквивалентна формулировка: при същото налягане и температура, същите количества вещества от различни... ... Голяма политехническа енциклопедия
Закон на Авогадро- – законът, според който равни обеми идеални газове при еднаква температура и налягане съдържат еднакъв брой молекули. Речник по аналитична химия... Химически термини
Закон на Авогадро- Avogadro dėsnis statusas T sritis Стандартизация и метрология apibrėžtis Apibrėžtį žr. Приеде. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys: англ. хипотезата на Авогадро; закон на Авогадро; Принципът на Авогадро vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
Закон на Авогадро- Avogadro dėsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: англ. хипотезата на Авогадро; Законът на Авогадро вок. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, м рус. Закон на Авогадро, пранц. хипотеза на Авогадро, f; loi d'Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas
Закон на Авогадро- Avogadro dėsnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. Приеде. priedas(ai) MS Word formatas atitikmenys: англ. Законът на Авогадро вок. Avogadrosches Gesetz, рус. Закон на Авогадро, пранц. loi d'Avogadro, е ... Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas
Вижте Химия и газове. Z. вечност на материята или запазване на масата на материята, виж Материята, Лавоазие, Химия. Z. Henry Dalton, вижте Решения. Z. Gibs Le Chatelier, вижте Обратимостта на химичните реакции. Z. (топлинни мощности) на Dulong и Petit, вижте Топлина и химия. З....... Енциклопедичен речник F.A. Брокхаус и И.А. Ефрон
Необходима, съществена, устойчива, повтаряща се връзка между явленията. 3. изразява връзката между предметите, съставните елементи на даден обект, между свойствата на вещите, както и между свойствата в рамките на една вещ. Има 3.…… Философска енциклопедия
ЗАКОН НА АВОГАДРО- (Авогадро), базирано на хипотезата, изразена през 1811 г. от италианския физик Авогадро, която гласи, че „при едни и същи условия на t° и налягане равни обеми от всички газове съдържат еднакъв брой молекули.“ От тази хипотеза...... Голяма медицинска енциклопедия
- (Авогадро) Амедео, граф ди Куарегна (1776 1856), италиански физик и химик. През 1811 г. той излага хипотеза (сега известна като закон на Авогадро), че равни обеми газове при същото налягане и същата температура съдържат едно и също число... ... Научно-технически енциклопедичен речник
- (Авогадро) Амедео (1776 1856), италиански физик и химик. Основател на молекулярната теория за структурата на материята (1811). Създава един от газовите закони (1811; закон на Авогадро), според който в равни обеми идеални газове при едно и също ... ... Съвременна енциклопедия
Зареждане...