Закон авогадро следствие из закона авогадро

2.6. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)

В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0 ° С (273К) и
101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа Vm.
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа Vm = 22,4 л/моль.

Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным используется объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:


где Рo, Vo, Тo — давление, объем газа и температура при нормальных условиях (Рo = 101,3 кПа, Тo = 273К).

Если известна масса (m) или количество ( n ) газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева — Клапейрона: PV = n RT,
где n = m/M — отношение массы вещества к его молярной массе,
R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль Ч К).

Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:
где М1 и М2 — молярные массы двух газообразных веществ.

Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М1) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам D и М2 можно найти молярную массу исследуемого газа: M1 = D Ч M2.

Закон Авогадро.

Закон Авогадро состава сформулирован в 1811 г итальянский химик Амедео Авогадро.

Закон Авогадро формулируется так:

В равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одном и том же давлении, содержится одно и то же число молекул.

Следствие из закона:

1 моль (6,02×10 23 молекул – число Авогадро) любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Эта величина называется молярный объём.

Нормальными условиями (н.у.) считают температуру 0 о С (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па).

Пример. Определить число молекул, содержащихся в воде количеством 0,5 моль.

Молекулярная масса Mr – отношение массы молекулы к 1/12 части массы атома углерода С.

Молярная масса M – отношение массы вещества m к его количеству ν, выражается в единицах г/моль.

,

Из закона Авогадро следует, что массы двух газов (m1 и m2), взятых в одинаковых объёмах, должны относится друг к другу, как их как их молекулярные массы или как численно равные их молярные массы (M1 и M2):

.

Отношение массы одного газа к массе другого газа, взятого при тех же условиях (температуре и давлении), называется относительной плотностью первого газа по второму.

,

Взаимосвязь молярной массы, молярного объёма, числа Авогадро и количества вещества:

,

Для приведения объёма газа к нормальным условиям используется уравнение, объединяющее законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

,

где V – объём газа при давлении Р и температуре Т.

Молярные массы можно вычислить пользуясь уравнением Менделеева-Клапейрона:

,

Р – давление газа, Па;

V – объём газа, м 3 ;

m – масса вещества, г;

М – молярная масса вещества;

Т – абсолютная температура;

R – универсальная газовая постоянная 8,314 Дж/(моль×К).

Пример. Какой объём занимает 0,2 моль N2 при н.у.?

1. Используем формулу

,

,

Закон авогадро следствие из закона авогадро

Основной газовый закон — закон Авогадро (был высказан как гипотеза в 1811 г. итальянским физикохимиком А. Авогадро и интерпретирован с точки зрения атомно-молекулярного учения в 1858 г. итальянским химиком С. Канниццаро):

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро:

При одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объёмы.

В частности, при нормальных условиях (н. у.) — температуре Т = 273,15 K (0 °С) и давлении р = 1,01325 · 10 5 Па (1 атм, 760 мм. рт. ст.) — 1 моль любого газа (близкого по свойствам к идеальному газу), занимает объём 22,4 л. Эта физическая постоянная — молярный объём газа при нормальных условиях. Молярный объём газа VM равен отношению объёма порции газа В (VB) к количеству вещества в этой порции (nB):

Единица измерения молярного объёма газа: л/моль.

При нормальных условиях VM = 22,4 л/моль.

Из определения для VM следует, что

Это выражение позволяет рассчитывать по массе газа его объем.

Второе следствие из закона Авогадро:

Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной относительной плотности по водороду.

Аналогичным образом, с учетом средней молярной массы воздуха Mвозд = 29 г/моль:

Относительная плотность по водороду D(H2), по воздуху Dвозд и по любому другому газу определяется экспериментально, что позволяет рассчитать молекулярную массу газа.

АВОГАДРО ЗАКОН

АВОГАДРО ЗАКОН. О жизни выдающегося итальянского ученого Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро ди Кваренья э ди Черрето (1776–1856) мы знаем очень мало. Известно, что он получил юридическое образование и был адвокатом по делам бедных. А когда войска Наполеона заняли Северную Италию, Авогадро стал секретарем новой французской провинции. Но не защита бедных и не ответственная работа в новой французской администрации принесли ему всемирную (хотя и сильно запоздавшую) славу. Сейчас невозможно найти ни одного учебника химии и физики, на каком бы языке он ни был издан, в котором бы не упоминался закон, сформулированный с помощью гениальной интуиции итальянского ученого. Именно закон Авогадро помог ученым правильно определить формулы многих молекул и рассчитать атомные массы различных элементов.

В 1808 Гей-Люссак (совместно с немецким естествоиспытателем Александром Гумбольдтом) сформулировал так называемый закон объемных отношений, согласно которому соотношение между объемами реагирующих газов выражается простыми целыми числами. Например, 2 объема водорода соединяются с 1 объемом водорода, давая 2 объема водяного пара; 1 объем хлора соединяется с 1 объемом водорода, давая 2 объема хлороводорода и т.д. Этот закон в то время мало что давал ученым, поскольку не было единого мнения о том, из чего состоят частицы разных газов. Не существовало и четкого различия между такими понятиями как атом, молекула, корпускула.

В 1811 Авогадро, тщательно проанализировав результаты экспериментов Гей-Люссака и других ученых, пришел к выводу, что закон объемных отношений позволяет понять, как же «устроены» молекулы газов. «Первая гипотеза, – писал он, – которая возникает в связи с этим и которая представляется единственно приемлемой, состоит в предположении, что число составных молекул любого газа всегда одно и то же в одном и том же объеме. » А «составные молекулы» (сейчас мы их называем просто молекулами), по мысли Авогадро, состоят из более мелких частиц – атомов.

Тремя годами позже Авогадро изложил свою гипотезу еще более четко и сформулировал ее в виде закона, который носит его имя: «Равные объемы газообразных веществ при одинаковом давлении и температуре содержат одно и то же число молекул, так что плотность различных газов служит мерой массы их молекул. » Это добавление было очень важным: оно означало, что можно, измеряя плотность разных газов, определять относительные массы молекул, из которых эти газы состоят. Действительно, если в 1 л водорода содержится столько же молекул, что и в 1 л кислорода, то отношение плотностей этих газов равно отношение масс молекул. Авогадро особо отмечал, что молекулы в газах не обязательно должны состоять из одиночных атомов, а могут содержать несколько атомов – одинаковых или разных. (Справедливости ради следует сказать, что в 1814 известный французский физик А.М.Ампер независимо от Авогадро пришел к тем же выводам.)

Во времена Авогадро его гипотезу невозможно было доказать теоретически. Но эта гипотеза давала простую возможность экспериментально устанавливать состав молекул газообразных соединений и определять их относительную массу. Попробуем проследить логику таких рассуждений. Эксперимент показывает, что объемы водорода, кислорода и образующихся из этих газов паров воды относятся как 2:1:2. Выводы из этого факта можно сделать разные. Первый: молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов (Н2 и О2), а молекула воды – из трех, и тогда верно уравнение 2Н2 + О2 ® 2Н2О. Но возможен и такой вывод: молекулы водорода одноатомны, а молекулы кислорода и воды двухатомны, и тогда верно уравнение 2Н + О2 ® 2НО с тем же соотношением объе мов 2:1:2. В первом случае из соотношения масс водорода и кислорода в воде (1:8) следовало, что относительная атомная масса кислорода равна 16, а во втором – что она равна 8. Кстати, даже через 50 лет после работ Гей-Люссака некоторые ученые продолжали настаивать на том, что формула воды именно НО, а не Н2О. Другие же считали, что правильна формула Н2О2. Соответственно в ряде таблиц атомную массу кислорода принимали равной 8.

Однако был простой способ выбрать из двух предположений одно верное. Для этого надо было лишь проанализировать результаты и других аналогичных экспериментов. Так, из них следовало, что равные объемы водорода и хлора дают удвоенный объем хлороводорода. Этот факт сразу отвергал возможность одноатомности водорода: реакции типа H + Cl → HCl, H + Cl2 → HCl2 и им подобные не дают удвоенного объема HCl. Следовательно, молекулы водорода (а также хлора) состоят из двух атомов. Но если молекулы водорода двухатомны, то двухатомны и молекулы кислорода, а в молекулах воды три атома, и ее формула – Н2О. Удивительно, что такие простые доводы в течение десятилетий не могли убедить некоторых химиков в справедливости теории Авогадро, которая в течение нескольких десятилетий оставалась практически незамеченной.

Отчасти это объясняется отсутствием в те времена простой и ясной записи формул и уравнений химических реакций. Но главное – противником теории Авогадро был знаменитый шведский химик Йенс Якоб Берцелиус, имевший непререкаемый авторитет среди химиков всего мира. Согласно его теории, все атомы имеют электрические заряды, а молекулы образованы атомами с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Считалось, что атомы кислорода имеют сильный отрицательный заряд, а атомы водорода – положительный. С точки зрения этой теории невозможно было представить молекулу кислорода, состоящую из двух одинаково заряженных атомов! Но если молекулы кислорода одноатомны, то в реакции кислорода с азотом: N + O → NO соотношение объемов должно быть 1:1:1. А это противоречило эксперименту: 1 л азота и 1 л кислорода давали 2 л NO. На этом основании Берцелиус и большинство других химиков отвергли гипотезу Авогадро как не соответствующую экспериментальным данным!

Возродил гипотезу Авогадро и убедил химиков в ее справедливости в конце 1850-х молодой итальянский химик Станислао Канниццаро (1826–1910). Он принял для молекул газообразных элементов правильные (удвоенные) формулы: H2, O2, Cl2, Br2 и т.д. и согласовал гипотезу Авогадро со всеми экспериментальными данными. «Краеугольный камень современной атомной теории, – писал Канниццаро, – составляет теория Авогадро. Эта теория представляет самый логичный исходный пункт для разъяснения основных идей о молекулах и атомах и для доказательства последних. Вначале казалось, что физические факты были в несогласии с теорией Авогадро и Ампера, так что она была оставлена в стороне и скоро забыта; но затем химики самой логикой их исследований и в результате спонтанной эволюции науки, незаметно для них, были приведены к той же теории. Кто не увидит в этом длительном и неосознанном кружении науки вокруг и в направлении поставленной цели решительного доказательства в пользу теории Авогадро и Ампера? Теория, к которой пришли, отправляясь от различных и даже противоположных пунктов, теория, которая позволила предвидеть немало фактов, подтвержденных опытом, должна быть чем-то большим, чем простой научной выдумкой. Она должна быть. самой истиной».

О жарких дискуссиях того времени написал Д.И.Менделеев: «В 50-х годах одни принимали О = 8, другие О = 16, если Н = 1. Вода для первых была НО, перекись водорода НО2, для вторых, как ныне, вода Н2О, перекись водорода Н2О2 или НО. Смута, сбивчивость господствовали. В 1860 химики всего света собрались в Карлсруэ для того, чтобы на конгрессе достичь соглашения, однообразия. Присутствовав на этом конгрессе, я хорошо помню, как велико было разногласие, как с величайшим достоинством охранялось корифеями науки условное соглашение и как тогда последователи Жерара, во главе которых стал итальянский профессор Канниццаро, горячо проводили следствия закона Авогадро».

После того, как гипотеза Авогадро стала общепризнанной, ученые получили возможность не только правильно определять состав молекул газообразных соединений, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Эти знания помогали легко рассчитать массовые соотношения реагентов в химических реакциях. Такие соотношения были очень удобны: измеряя массу веществ в граммах, ученые как бы оперировали молекулами. Количество вещества, численно равное относительной молекулярной массе, но выраженное в граммах, назвали грамм-молекулой или молем (слово «моль» придумал в начале 20 в. немецкий физико-химик лауреат Нобелевской премии Вильгельм Оствальд (1853–1932); оно содержит тот же корень, что и слово «молекула» и происходит от латинского moles – громада, масса с уменьшительным суффиксом). Был измерен и объе м одного моля вещества, находящегося в газообразном состоянии: при нормальных условиях (т.е. при давлении 1 атм = 1,013·10 5 Па и температуре 0°C) он равен 22,4 л (при условии, что газ близок к идеальному). Число же молекул в одном моле стали называть постоянной Авогадро (ее обычно обозначают NА). Такое определение моля сохранялось в течение почти целого столетия.

В настоящее время моль определяется иначе: это количество вещества, содержащего столько же структурных элементов (это могут быть атомы, молекулы, ионы или другие частицы), сколько их содержится в 0,012 кг углерода-12. (О причинах выбора в качестве стандарта именно углерода (см. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА, УГЛЕРОДНАЯ ЕДИНИЦА). В 1971 решением 14-й Генеральной конференции по мерам и весам моль был введен в Международную систему единиц (СИ) в качестве 7-й основной единицы.

Еще во времена Канниццаро было очевидно, что поскольку атомы и молекулы очень маленькие и никто их еще не видел, постоянная Авогадро должна быть очень велика. Со временем научились определять размеры молекул и значение NА – сначала очень грубо, затем все точнее. Прежде всего, им было понятно, что обе величины связаны друг с другом: чем меньше окажутся атомы и молекулы, тем больше получится число Авогадро. Впервые размеры атомов оценил немецкий физик Йозеф Лошмидт (1821–1895). Исходя из молекулярно-кинетической теории газов и экспериментальных данных об увеличении объема жидкостей при их испарении, он в 1865 рассчитал диаметр молекулы азота. У него получилось 0,969 нм (1 нанометр – миллиардная часть метра), или, как писал Лошмидт, «диаметр молекулы воздуха округленно равен одной миллионной части миллиметра». Это примерно втрое больше современного значения, что для того времени было хорошим результатом. Во второй статье Лошмидта, опубликованной в том же году, дается и число молекул в 1 см 3 газа, которое с тех пор называется постоянной Лошмидта (NL). Из нее легко получить значение NA, умножив на мольный объем идеального газа (22,4 л/моль).

Постоянную Авогадро определяли многими методами. Например, из голубого цвета неба следует, что солнечный свет рассеивается в воздухе. Как показал Рэлей, интенсивность рассеяния света зависит от числа молекул воздуха в единице объема. Измерив соотношение интенсивностей прямого солнечного света и рассеянного голубым небом, можно определить постоянную Авогадро. Впервые подобные измерения были проведены итальянским математиком и видным политическим деятелем Квинтино Селлой (1827–1884) на вершине горы Монте-Роза (4634 м), на юге Швейцарии. Расчеты, сделанные на основании этих и аналогичных им измерений, показали, что 1 моль содержит примерно 6·10 23 частиц.

Другой метод использовал французский ученый Жан Перрен (1870–1942). Он под микроскопом подсчитывал число взвешенных в воде крошечных (диаметром около 1 мкм) шариков гуммигута – вещества, родственного каучуку и получаемого из сока некоторых тропических деревьев. Перрен считал, что к этим шарикам применимы те же законы, которым подчиняются молекулы газов. В таком случае можно определить «молярную массу» этих шариков; а зная массу отдельного шарика (ее, в отличие от массы настоящих молекул, можно измерить), легко было рассчитать постоянную Авогадро. У Перрена получилось примерно 6,8·10 23 .

Более точное значение можно было получить на основании опытов английского физика Эрнста Резерфорда. В 1908 он и немецкий физик Ганс Гейгер определили, что 1 грамм радия испускает за 1 секунду более 34 миллиардов a -частиц – ядер атомов гелия. Захватывая электроны, a -частицы превращаются в обычные атомы гелия, которые постепенно накапливаются в виде газа. В 1911 Резерфорд, работая с молодым стажером из Америки Бертрамом Болтвудом, определил, что из 0,192 г радия за 83 дня образуется 6,58 мм 3 гелия, а за 132 дня – 10,38 мм 3 . Отсюда легко рассчитать число молей выделившегося гелия, а зная скорость испускания a -частиц радием, можно определить и число атомов гелия в одном моле этого газа. Это – прямой способ определения постоянной Авогадро, он дает 6,1·10 23 . Современное значение этой постоянной NА= 6,0221367·10 23 .

Постоянная Авогадро настолько велика, что с трудом поддается воображению. Например, если футбольный мяч увеличить в NА раз по объему, то в нем поместится земной шар. Если же в NА раз увеличить диаметр мяча, то в нем поместится самая большая галактика, содержащая сотни миллиардов звезд! Если вылить стакан воды в море и подождать, пока эта вода равномерно распределится по всем морям и океанам, до самого их дна, то, зачерпнув в любом месте Земного шара стакан воды, в него обязательно попадет несколько десятков молекул воды, которые были когда-то в стакане. Если же взять моль долларовых бумажек, они покроют все материки 2-километровым плотным слоем…

Закон Авогадро

В 1811 г. итальянский физик А. Авогадро объяснил простые отношения между объёмами газообразных участников реакции на основании установленного им закона.

Закон Авогадро формулируется следующим образом:

в равных объёмах любых газов и паров при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул.

Закону Авогадро подчиняются только газообразные вещества. В газах промежутки между молекулами велики по сравнение с их размерами, а собственный же объём молекул очень мал. Общий объём газов определяется, главным образом, расстояниями между молекулами, примерно одинаковыми у всех газов (при одинаковых внешних условиях).

Из закона Авогадро выведены следующие следствия.

`1` моль любого газа при нормальных условиях занимает один и тот же объём, равный приблизительно `22,4` л.

Этот объём называется молярным объёмом:

Масса одного и того же объёма газа тем больше, чем больше масса его молекул. Если в равных объёмах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, то, очевидно, что отношение масс равных объёмов газов будет равно отношению их молекулярных масс или отношению численно равных им молярных масс:

где `m_1` — масса объёма первого газа,

`m_2` — масса такого же объёма второго газа,

`M_1` — молярная масса первого газа,

`M_2` — молярная масса второго газа.

Отношение массы определённого объёма одного газа к массе такого же объёма другого газа, взятого при тех же условиях, называется относительной плотностью первого газа по второму — (обозначается `D`).

`m_1/m_2=D` при `V_1=V_2`

Относительная плотность первого газа по второму газу может быть рассчитана как отношение молярных масс этих газов.

`D=M_1/M_2`, откуда `M_1=D*M_2`.

Обычно плотность газов определяют по отношению к водороду `M(«H»_2)=2` г/моль или к воздуху `M_»возд»=29` г/моль.

Таким образом, зная плотность газа по водороду или по воздуху, можно легко определить его молярную, а следовательно, и относительную молекулярную массу и сформулировать второе следствие из закона Авогадро.

молярная масса вещества `(M)`, а значит, и относительная молекулярная масса `(M_r)` вещества в газообразном состоянии численно равна удвоенной плотности паров этого вещества по водороду.

Измерения объёмов газов обычно производят при условиях, отличных от нормальных.

Нормальными условиями считаются: давление `P_0= 101,325` кПа (`760` мм рт. ст., `1` атм.), температура `T_0=273` К. Для приведения объёма газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением, объединяющим газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

где `V` – объём газа при давлении `P` и температуре `T`;

`V_0` – объём газа при нормальном давлении;

`P_0=101,3` кПа и температуре `T_0= 273` К.

Газовые законы. Закон Авогадро. Молярный объем газа

Газы являются наиболее простым объектом для исследования, поэтому их свойства и реакции между газообразными веществами изучены наиболее полно. Для того, чтобы нам было легче разобрать правила решения расчетных задач, исходя из уравнений химических реакций, целесообразно рассмотреть эти законы в самом начале систематического изучения общей химии

Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил законобъемный отношений:

Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI).

Этот закон позволил итальянскому ученому А. Авогадро предположить, что молекулы простых газов (водорода, кислорода, азота, хлора и др.) состоят из двух одинаковых атомов. При соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, а последние образуют молекулы хлороводорода. Но поскольку из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуются две молекулы хлороводорода, объем последнего должен быть равен сумме объемов исходных газов.
Таким образом, объемные отношения легко объясняются, если исходить из представления о двухатомности молекул простых газов (Н2, Сl2, O2, N2 и др.)- Это служит, в свою очередь, доказательством двухатомности молекул этих веществ.
Изучение свойств газов позволило А. Авогадро высказать гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными, а потому стала называться законом Авогадро:

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

Этот объем можно вычислить, если известна масса 1 л газа. При нормальных условиях, (н.у.) т. е. температуре 273К (О°С) и давлении 101 325 Па (760 мм рт. ст.) , масса 1 л водорода равна 0,09 г, молярная масса его равна 1,008 • 2 = 2,016 г/моль . Тогда объем, занимаемый 1 моль водорода при нормальных условиях, равен 22,4 л

При тех же условиях масса кислорода 1,492г ; молярная 32г/моль. Тогда объем кислорода при (н.у.), тоже равен 22,4 моль.

Молярным объем газа — это отношение объема вещества к количеству этого вещества:

где Vm — молярный объем газа (размерность л/моль ); V — объем вещества системы; n — количество вещества системы. Пример записи: Vm газа (н.у.) =22,4 л/моль.

На основании закона Авогадро определяют молярные массы газообразных веществ. Чем больше масса молекул газа, тем больше масса одного и того же объема газа. В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а следовательно, и молей газов. Отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс:

где m1 — масса определенного объема первого газа; m2 — масса такого же объема второго газа; M1 и M2 — молярные массы первого и второго газов.

Обычно плотность газа определяют по отношению к самому легкому газу — водороду (обозначают DH2). Молярная масса водорода равна 2г/моль. Поэтому получаем.

Молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху (DB). Хотя воздух является смесью газов, все же говорят о его средней молярной массе. Она равна 29г/моль. В этом случае молярная масс определяется выражением М = 29DB.

Определение молекулярных масс показало, что молекулы простых газов состоят из двух атомов (Н2, F2,Cl2, O2 N2), а молекулы инертных газов — из одного атома(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Для благородных газов «молекула» и «атом» равнозначны.

Закон Бойля — Мариотта: при постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится.Отсюда pV = const,
где р — давление, V — объем газа.

Закон Гей-Люссака: при постоянном давлении и изменение объема газа прямо пропорционально температуре, т.е.
V/T = const,
где Т — температура по шкале К (кельвина)

Объединенный газовый закон Бойля — Мариотта и Гей-Люссака:
pV/T = const.
Эта формула обычно употребляется для вычисления объема газа при данных условиях, если известен его объем при других условиях. Если осуществляется переход от нормальных условий (или к нормальным условиям), то эту формулу записывают следующим образом:
pV/T = p0V0/T0,
где р0,V0,T0 -давление, объем газа и температура при нормальных условиях (р0 = 101 325 Па [760 мм рт. ст.], Т0 = 273 К V0=22,4л/моль).

Если известны масса и количество газа, а надо вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клайперона:

где n — количество вещества газа, моль; m — масса, г; М — молярная масса газа, г/иоль; R — универсальная газовая постоянная. R = 8,31 Дж/(моль*К)

Закон Авогадро, следствия этого закона.

Законы атомно-молекулярной теории. Понятие эквивалента. Эквиваленты простых и сложных веществ.

· Закон сохранения материи и движения (1748, М. В. Ломоносов; 1789, А.Л. Лавуазье) – любое химическое превращение в замкнутой системе не приводит к изменению массы системы.

· Закон постоянства состава (1799, Ж. Л. Пруст) – состав чистого вещества не зависит от способа его получения.

· Закон простых кратных соотношений (1804, Дж. Дальтон) – массы двух элементов, образующих несколько соединений друг с другом, относятся как небольшие целые числа.

à Следствие из закона: Возможность использования относительных единиц массы (Молекулярной массы) при сравнении различных атомов и молекул. Это безразмерное число показывает, во сколько раз масса данного атома (молекулы) больше, чем 1/12 массы атома изотопа углерода 12 С.

· Закон простых объемных соотношений (1805, Ж. Гей-Люссак) – объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объему газообразных продуктов как небольшие целые числа.

· Закон Авогадро(1811, А. Авогадро) – в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

· Закон эквивалентов (1793, В. Рихтер) – вещества вступают в реакцию пропорционально их эквивалентам. (Массы взаимодействующих веществ прямопропорциональны их эквивалентным массам).

Эквивалент – такое количество вещества, которое взаимодействует (присоединяет, выделяет, замещает) 1 моль атомов водорода.
Эквивалентная масса – масса 1 эквивалента вещества: Э* = АM * Э; (атомная масса * эквивалент)
Эквивалентный объем– такой объем при нормальном давлении, который занимает 1 эквивалент любого газа. (Так в 22,4 л H2 содержится 2 моля атомов при нормальном давлении.)

Формулы эквивалентов сложных веществ:

Э оксида = М оксида / (Число атомов эл-та * валентность эл-та);

Э к-ты = М к-ты / Основность к-ты;

Э основания = М основания / Кислотность основания;

Э соли = М соли / (Число атомов металла * валентность металла).

Закон Авогадро, следствия этого закона.

Закон Авогадро(1811, А. Авогадро) – в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

· Массы равных объемов двух газов при одинаковых условиях будут относиться друг к другу, как их молекулярные массы.

· Масса любого вещества, равная его атомной (молекулярной) массе, будет содержать одно и то же количество молекул. Это количество называют числом Авогадро (NA=6.02 * 10 23 частиц). Количество частиц, равное NA, принято называть моль. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем (Молярный объем).

· Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Моль– количество вещества, содержащее столько частиц, сколько содержится в 12 г изотопа углерода 12 С.

Относительная атомная (молекулярная) масса –безразмерное число, показывающее, во сколько раз масса данного атома (молекулы) больше, чем 1/12 массы атома изотопа углерода 12 С.

Молярный объем – объем 1 моля газа при нормальных условиях (0 º С, 101.325 кПа) составляет 22, 4 л.

Дата добавления: 2016-08-07 ; просмотров: 334 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Смотрите еще:

  • Закон сохранение инерции Задачи по теме: «Момент инерции. Закон сохранения момента инерции и момента импульса» Главная > Документ Задачи по теме: «Момент инерции. Закон сохранения момента инерции и момента импульса». На барабан радиусом R=0,5 м и с […]
  • Стук заслонок впускного коллектора мазда 6 Mazda 3 RTS › Бортжурнал › Устраняем стук заслонок впускного коллектора Чтобы определить, что это действительно стучат заслонки, необходимо на работающем двигателе скинуть вот эту коричневую клемму, которая управляет пневмоприводом […]
  • Правила выдачи трудовых книжек на руки работникам с 1 января 2018 года Выдача трудовой книжки при увольнении Трудовая книжка традиционно является основным документом для подтверждения стажа. Поэтому правильное оформление и выдача трудовой книжки при увольнении является одной из главных обязанностей […]
  • Устройство огнетушителей и правила их применения Устройство огнетушителей и правила их применения - Присоединиться! Подписаться на новости Главная → Для родителей → Типы огнетушителей и их применение Большинство детей и уж тем более все взрослые знают о существовании огнетушителей, […]
  • Отмена досрочной пенсии силуанов Отмена пенсии работающим пенсионерам Работающие пенсионеры имеют право на получение заслуженных пенсионных выплат. А отмена пенсии данной категории лиц, по сути, противоправное действие со стороны государства. Несмотря на это, […]
  • Доклад на тему правонарушение несовершеннолетних 7 основных причин подростковой преступности и пути их решения По данным Генеральной прокуратуры РФ, в 2013 году рост подростковой преступности в Москве увеличился на 24,1%. При этом почти на 40% возросло количество совершенных […]
  • ХфМент в законе Мент в законе 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9 сезон смотреть онлайн Сериал «Мент в законе» о настоящих ценностях в отделе расследований. О настоящих мужчинах, которые готовы грызть глотки любому, кто решит нарушить покой в их городе. Честь и […]
  • Электромагнитная индукция правила правой руки ЭЛЕКТРОМАГНИТНАЯ ИНДУКЦИЯ М. Фарадей - 1831 г. Способы получения индукционного тока . 1. перемещение магнита и катушки относительно друг друга; 2. перемещение одной катушки относительно другой; 3. изменение силы тока в одной из катушек; […]