La taupe est la quantité de substance qui contient la même quantité éléments structurels, combien d'atomes sont contenus dans 12 g de 12 C, et les éléments structurels sont généralement des atomes, des molécules, des ions, etc. La masse de 1 mole d'une substance, exprimée en grammes, est numériquement égale à sa mole. masse. Ainsi, 1 mole de sodium a une masse de 22,9898 g et contient 6,02.10 23 atomes ; 1 mole de fluorure de calcium CaF 2 a une masse de (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g et contient 6,02 10 23 molécules, tout comme 1 mole de tétrachlorure de carbone CCl 4 dont la masse est (12,011 + 4 35,453) = 153,823 g, etc
La loi d'Avogadro.
A l'aube du développement théorie atomique(1811) A. Avogadro a émis une hypothèse selon laquelle à même température et pression dans des volumes égaux gaz parfaits contenu même nombre molécules. Plus tard, il a été démontré que cette hypothèse est une conséquence nécessaire théorie cinétique, et est maintenant connue sous le nom de loi d'Avogadro. Il peut être formulé comme suit : une mole de n'importe quel gaz à la même température et pression occupe le même volume, à température et pression standard (0°C, 1,01×10 5 Pa) égal à 22,41383 litres. Cette quantité est appelée volume molaire d’un gaz.
Avogadro lui-même n'a pas estimé le nombre de molécules dans un volume donné, mais il a compris que c'était très grande valeur. La première tentative pour trouver le nombre de molécules occupant un volume donné a été faite en 1865 par J. Loschmidt ; on a constaté que dans 1 cm 3 gaz parfait dans des conditions normales (standard), il contient 2,68675Х10 19 molécules. D'après le nom de ce scientifique, la valeur indiquée a été appelée nombre de Loschmidt (ou constante). Depuis, il a été développé grand nombre méthodes indépendantes pour déterminer le numéro d'Avogadro. L’excellent accord entre les valeurs obtenues constitue une preuve convaincante de l’existence réelle des molécules.
Méthode Loschmidt
n'a qu'un intérêt historique. Elle repose sur l’hypothèse que le gaz liquéfié est constitué de molécules sphériques très compactes. En mesurant le volume de liquide formé à partir d'un volume de gaz donné et en connaissant approximativement le volume des molécules de gaz (ce volume pourrait être représenté en fonction de certaines propriétés du gaz, par exemple la viscosité), Loschmidt a obtenu une estimation du coefficient d'Avogadro. numéro ~10 22.
Détermination basée sur la mesure de la charge d'un électron.
Une unité de quantité d'électricité connue sous le nom de nombre de Faraday F, est la charge portée par une mole d'électrons, c'est-à-dire F = Né, Où e– la charge électronique, N– le nombre d’électrons dans 1 mole d’électrons (c’est-à-dire le nombre d’Avogadro). Le nombre de Faraday peut être déterminé en mesurant la quantité d'électricité nécessaire pour dissoudre ou précipiter 1 mole d'argent. Des mesures minutieuses effectuées par le National Bureau of Standards des États-Unis ont donné la valeur F= 96490,0 C, et la charge électronique, mesurée différentes méthodes(notamment dans les expériences de R. Millikan), est égal à 1,602×10 –19 C. De là, vous pouvez trouver N. Cette méthode de détermination du numéro d'Avogadro semble être l'une des plus précises.
Les expériences de Perrin.
Sur la base de la théorie cinétique, on a obtenu une expression incluant le nombre d'Avogadro qui décrit la diminution de la densité d'un gaz (par exemple l'air) avec la hauteur de la colonne de ce gaz. S'il était possible de calculer le nombre de molécules dans 1 cm 3 de gaz à deux hauteurs différentes, alors, en utilisant par l'expression spécifiée, nous pourrions trouver N. Malheureusement, cela est impossible à réaliser car les molécules sont invisibles. Cependant, en 1910 J. Perrin montra que l'expression citée est également valable pour les suspensions particules colloïdales, visibles au microscope. En comptant le nombre de particules situées à différentes hauteurs dans la colonne de suspension, on a obtenu le nombre d'Avogadro 6,82 × 10 23 . À partir d'une autre série d'expériences dans lesquelles le déplacement quadratique moyen des particules colloïdales en raison de leur mouvement brownien, Perren a obtenu la valeur N= 6,86Х10 23. Par la suite, d'autres chercheurs ont répété certaines expériences de Perrin et ont obtenu des valeurs en bon accord avec celles actuellement acceptées. Il convient de noter que les expériences de Perrin ont marqué un tournant dans l'attitude des scientifiques à l'égard de la théorie atomique de la matière - auparavant, certains scientifiques la considéraient comme une hypothèse. W. Ostwald, un éminent chimiste de l'époque, exprima ainsi ce changement de point de vue : « La correspondance du mouvement brownien avec les exigences de l'hypothèse cinétique... força même les scientifiques les plus pessimistes à parler de preuve expérimentale théorie atomique".
Calculs utilisant le nombre d'Avogadro.
En utilisant le numéro d'Avogadro, nous avons obtenu valeurs exactes masses d'atomes et de molécules de nombreuses substances : sodium, 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tétrachlorure de carbone, 25,54×10 –23 g, etc. On peut également montrer que 1 g de sodium doit contenir environ 3×10 22 atomes de cet élément.
voir également
La loi d'Avogadro en chimie permet de calculer le volume, la masse molaire, la quantité de substance gazeuse et la densité relative du gaz. L'hypothèse a été formulée par Amedeo Avogadro en 1811 et a ensuite été confirmée expérimentalement.
Loi
Joseph Gay-Lussac fut le premier à étudier les réactions gazeuses en 1808. Il a formulé les lois dilatation thermique gaz et rapports volumétriques, obtenus à partir de chlorure d'hydrogène et ammoniac (deux gaz) substance cristalline- NH 4 Cl (chlorure d'ammonium). Il s'est avéré que pour le créer, il faut prélever les mêmes volumes de gaz. De plus, si un gaz était en excès, alors la partie « supplémentaire » restait inutilisée après la réaction.
Un peu plus tard, Avogadro formule la conclusion qu'aux mêmes températures et pressions volumes égaux les gaz contiennent le même nombre de molécules. De plus, les gaz peuvent avoir différentes propriétés chimiques et physiques.
Riz. 1. Amédée Avogadro.
La loi d'Avogadro a deux conséquences :
- d'abord - une mole de gaz à conditions égales occupe le même volume;
- deuxième - le rapport des masses de volumes égaux de deux gaz est égal au rapport de leurs masses molaires et exprime la densité relative d'un gaz sur l'autre (notée D).
Les conditions normales (n.s.) sont considérées comme une pression P=101,3 kPa (1 atm) et une température T=273 K (0°C). À conditions normales le volume molaire des gaz (volume d'une substance divisé par sa quantité) est de 22,4 l/mol, soit 1 mole de gaz (6,02 ∙ 10 23 molécules - nombre constant d'Avogadro) occupe un volume de 22,4 litres. Volume molaire(Vm) - constante.
Riz. 2. Conditions normales.
Résolution de problème
L'importance principale de la loi est la capacité d'effectuer calculs chimiques. Sur la base du premier corollaire de la loi, nous pouvons calculer la quantité d'une substance gazeuse en volume en utilisant la formule :
où V est le volume de gaz, V m est le volume molaire, n est la quantité de substance mesurée en moles.
La deuxième conclusion de la loi d'Avogadro concerne le calcul de la densité relative du gaz (ρ). La densité est calculée à l'aide de la formule m/V. Si l'on considère 1 mole de gaz, la formule de densité ressemblera à ceci :
ρ (gaz) = M/V m,
où M est la masse d'une mole, c'est-à-dire masse molaire.
Pour calculer la densité d’un gaz à partir d’un autre gaz, il est nécessaire de connaître les densités des gaz. Formule générale La densité relative du gaz est la suivante :
ré (y) x = ρ(x) / ρ(y),
où ρ(x) est la densité d'un gaz, ρ(y) est la densité du deuxième gaz.
Si vous substituez le calcul de la densité dans la formule, vous obtenez :
ré (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .
Le volume molaire est réduit et reste
D (y) x = M(x) / M(y).
Considérons l'application pratique de la loi à l'aide de l'exemple de deux tâches :
- Combien de litres de CO 2 seront obtenus à partir de 6 moles de MgCO 3 lors de la décomposition du MgCO 3 en oxyde de magnésium et dioxyde de carbone (n.s.) ?
- A quoi est-il égal densité relative Le CO 2 par l'hydrogène et par l'air ?
Résolvons d'abord le premier problème.
n(MgCO 3) = 6 moles
MgCO 3 = MgO+CO 2
La quantité de carbonate de magnésium et gaz carbonique la même chose (une molécule à la fois), donc n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. A partir de la formule n = V/V m vous pouvez calculer le volume :
V = nV m, c'est-à-dire V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Réponse : V(CO 2) = 134,4 l
Solution au deuxième problème :
- D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22 ;
- D (air) CO 2 = M(CO 2) / M (air) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Riz. 3. Formules pour la quantité de substance en volume et en densité relative.
Les formules de la loi d'Avogadro ne fonctionnent que pour substances gazeuses. Ils ne s'appliquent pas aux liquides et aux solides.
Qu'avons-nous appris ?
Selon la formulation de la loi, des volumes égaux de gaz dans les mêmes conditions contiennent le même nombre de molécules. Dans des conditions normales (n.s.), la valeur volume molaire est constant, c'est-à-dire V m pour les gaz est toujours égal à 22,4 l/mol. Il résulte de la loi que le même nombre de molécules de gaz différents dans des conditions normales occupent le même volume, ainsi que la densité relative d'un gaz par rapport à un autre - le rapport de la masse molaire d'un gaz à la masse molaire du second. gaz.
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Devenu une véritable percée dans chimie théorique et a contribué au fait que des suppositions hypothétiques se sont transformées en grandes découvertes dans le domaine de la chimie des gaz. Les hypothèses des chimistes ont reçu des preuves convaincantes sous la forme formules mathématiques et des relations simples, et les résultats des expériences permettent désormais de tirer des conclusions de grande portée. De plus, le chercheur italien en a déduit caractéristiques quantitatives nombre de particules structurelles élément chimique. Le nombre d'Avogadro est ensuite devenu l'une des constantes les plus importantes de physique moderne et la chimie.
Loi des relations volumétriques
Honneur d'être un pionnier réactions gazeuses appartiennent à Gay-Lussac, un scientifique français fin XVIII siècle. Ce chercheur a donné au monde une loi bien connue qui régit toutes les réactions associées à la dilatation des gaz. Gay-Lussac a mesuré les volumes de gaz avant la réaction et les volumes qui en résultaient interaction chimique. À la suite de l’expérience, le scientifique est parvenu à une conclusion connue sous le nom de loi des relations volumétriques simples. Son essence est que les volumes de gaz avant et après sont liés les uns aux autres sous forme de petits nombres entiers.
Par exemple, lorsque des substances gazeuses interagissent, correspondant par exemple à un volume d'oxygène et à deux volumes d'hydrogène, on obtient deux volumes d'eau vaporeuse, et ainsi de suite.
La loi de Gay-Lussac est valide si toutes les mesures de volume ont lieu à les mêmes indicateurs pression et température. Cette loi s'est avérée très importante pour le physicien italien Avogadro. Guidé par lui, il développa son hypothèse, qui eut des conséquences considérables sur la chimie et la physique des gaz, et calcula le nombre d'Avogadro.
scientifique italien
La loi d'Avogadro
En 1811, Avogadro comprit que dans des volumes égaux de gaz arbitraires à valeurs constantes la température et la pression contiennent le même nombre de molécules.
Cette loi, nommée plus tard en l'honneur du scientifique italien, a introduit dans la science l'idée des plus petites particules de matière - les molécules. Chimie divisée en science empirique ce qu'elle était, et la science opérant dans des catégories quantitatives qu'elle est devenue. Avogadro a particulièrement souligné le fait que les atomes et les molécules ne sont pas la même chose et que les atomes sont les éléments constitutifs de toutes les molécules.
Loi explorateur italien nous a permis de conclure sur le nombre d'atomes dans les molécules de divers gaz. Par exemple, après avoir déduit la loi d’Avogadro, il a confirmé l’hypothèse selon laquelle les molécules de gaz tels que l’oxygène, l’hydrogène, le chlore et l’azote sont constituées de deux atomes. Il est également devenu possible d'établir les masses atomiques et les masses moléculaires d'éléments constitués de différents atomes.
Masses atomiques et moléculaires
Lors du calcul du poids atomique d'un élément, la masse d'hydrogène, en tant que substance chimique la plus légère, a été initialement prise comme unité de mesure. Mais les masses atomiques de beaucoup substances chimiques sont calculés comme le rapport de leurs composés oxygénés, c'est-à-dire que le rapport entre l'oxygène et l'hydrogène a été pris comme étant de 16 : 1. Cette formule était quelque peu gênante pour les mesures, c'est pourquoi la masse de l'isotope du carbone, la substance la plus courante sur terre, a été prise comme étalon de masse atomique.
Le principe de détermination des masses de diverses substances gazeuses en équivalent moléculaire est basé sur la loi d'Avogadro. En 1961, un système de référence unifié pour les quantités atomiques relatives a été adopté, basé sur une unité conventionnelle égale à 1/12 de la masse d'un isotope du carbone 12 C. Nom abrégé unité atomique masse - a.m.u. Selon cette échelle, masse atomique l'oxygène est de 15,999 amu et le carbone de 1,0079 amu. C'est ainsi qu'est née une nouvelle définition : la masse atomique relative est la masse d'un atome d'une substance, exprimée en amu.
Masse d'une molécule d'une substance
Toute substance est constituée de molécules. La masse d'une telle molécule est exprimée en amu ; cette valeur est égale à la somme de tous les atomes qui la composent. Par exemple, une molécule d'hydrogène a une masse de 2,0158 amu, soit 1,0079 x 2, et la masse moléculaire de l'eau peut être calculée à partir de sa masse moléculaire. formule chimique H 2 O. Deux atomes d'hydrogène et un seul atome d'oxygène totalisent 18,0152 amu.
La valeur de la masse atomique de chaque substance est généralement appelée masse moléculaire relative.
Jusqu'à récemment, au lieu du concept de « masse atomique », l'expression « poids atomique » était utilisée. Il n’est pas utilisé actuellement, mais on le retrouve encore dans d’anciens manuels scolaires et ouvrages scientifiques.
Unité de quantité de substance
En plus des unités de volume et de masse, la chimie utilise une mesure spéciale de la quantité d'une substance appelée la taupe. Cette unité indique la quantité de substance qui contient autant de molécules, d'atomes et d'autres particules structurelles que celles contenues dans 12 g d'isotope du carbone 12 C. Lorsque application pratique Lorsque l'on considère une mole d'une substance, il faut prendre en compte de quelles particules particulières d'éléments il s'agit - ions, atomes ou molécules. Par exemple, les moles d'ions H + et les moles de molécules H 2 sont des mesures complètement différentes.
Actuellement, la quantité de substance par mole de substance est mesurée avec une grande précision.
Des calculs pratiques montrent que le montant unités structurelles dans une taupe est 6,02 x 10 23. Cette constante est appelée nombre d'Avogadro. Nommée d'après le scientifique italien, cette quantité chimique indique le nombre d'unités structurelles dans une mole de n'importe quelle substance, quelle que soit sa nature. structure interne, composition et origine.
Masse molaire
La masse d'une mole d'une substance en chimie est appelée « masse molaire » ; cette unité est exprimée par le rapport g/mol. En appliquant la valeur de la masse molaire dans la pratique, on peut voir que masse molaire l'hydrogène est de 2,02158 g/mol, l'oxygène est de 1,0079 g/mol, et ainsi de suite.
Conséquences de la loi d'Avogadro
La loi d'Avogadro est tout à fait applicable pour déterminer la quantité d'une substance lors du calcul du volume d'un gaz. Le même nombre de molécules d'une substance gazeuse, dans des conditions constantes, occupe un volume égal. D’un autre côté, 1 mole de n’importe quelle substance contient un nombre constant de molécules. La conclusion s'impose : à température et pression constantes, une mole d'une substance gazeuse occupe un volume constant et contient un nombre égal de molécules. Le numéro d'Avogadro indique qu'une mole de gaz contient 6,02 x 1023 molécules.
Calcul du volume de gaz pour des conditions normales
Les conditions normales en chimie sont Pression atmosphérique 760 mmHg Art. et température 0 o C. Avec ces paramètres, il a été établi expérimentalement que la masse d'un litre d'oxygène est de 1,43 kg. Le volume d’une mole d’oxygène est donc de 22,4 litres. Lors du calcul du volume de n'importe quel gaz, les résultats ont montré la même valeur. Ainsi, la constante d’Avogadro a permis de tirer une autre conclusion concernant les volumes de diverses substances gazeuses : dans des conditions normales, une mole de n’importe quel élément gazeux occupe 22,4 litres. Cette valeur constante est appelée volume molaire du gaz.
Quantité de substanceν est égal au rapport du nombre de molécules dans un corps donné au nombre d'atomes dans 0,012 kg de carbone, c'est-à-dire le nombre de molécules dans 1 mole d'une substance.
ν = N / N A
où N est le nombre de molécules dans un corps donné, N A est le nombre de molécules dans 1 mole de la substance qui constitue le corps. N A est la constante d'Avogadro. La quantité d'une substance est mesurée en moles. constante d'Avogadro est le nombre de molécules ou d'atomes dans 1 mole d'une substance. Cette constante doit son nom au chimiste et physicien italien Amédée Avogadro(1776-1856). 1 mole de n'importe quelle substance contient le même nombre de particules.
N A = 6,02 * 10 23 mol -1 Masse molaire est la masse d'une substance prise à raison d'une mole :
μ = m 0 * N UNE
où m 0 est la masse de la molécule. La masse molaire est exprimée en kilogrammes par mole (kg/mol = kg*mol -1). La masse molaire est liée à la masse moléculaire relative par :
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]
La masse de toute quantité de substance m est égale au produit de la masse d'une molécule m 0 par le nombre de molécules :
m = m 0 N = m 0 N UNE ν = μν
La quantité d'une substance est égale au rapport de la masse de la substance à sa masse molaire :
ν = m/µ
La masse d'une molécule d'une substance peut être trouvée si la masse molaire et la constante d'Avogadro sont connues :
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
Gaz parfait - modèle mathématique gaz, dans lequel on suppose que énergie potentielle les interactions des molécules peuvent être négligées par rapport à leurs énergie cinétique. Il n'y a pas de forces d'attraction ou de répulsion entre les molécules, les collisions des particules entre elles et avec les parois du récipient sont absolument élastiques et le temps d'interaction entre les molécules est négligeable par rapport au temps moyen entre les collisions. Dans le modèle étendu d'un gaz parfait, les particules qui le composent ont également une forme en forme de sphères élastiques ou d'ellipsoïdes, ce qui permet de prendre en compte l'énergie non seulement du mouvement de translation, mais aussi de rotation-oscillatoire, ainsi que les collisions non seulement centrales, mais aussi non centrales de particules, etc. .)
