Le concept de numéro avogadro. Unité de masse atomique

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 numéro 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 nombre 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, telles que la viscosité), Loschmidt a obtenu une estimation du nombre d'Avogadro. ~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 obtient 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, Perrin a eu 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 aussi

Connaissant la quantité d'une substance en moles et le nombre d'Avogadro, il est très facile de calculer combien de molécules sont contenues dans cette substance. Multipliez simplement le nombre d'Avogadro par la quantité de substance.

N=NA *ν

Et si vous venez à la clinique pour faire des tests, par exemple de glycémie, connaissant le nombre d’Avogadro, vous pouvez facilement compter le nombre de molécules de sucre dans votre sang. Eh bien, par exemple, l'analyse a montré 5 mol. Multiplions ce résultat par le nombre d'Avogadro et obtenons 3 010 000 000 000 000 000 000 000 de pièces. En regardant cette figure, on comprend clairement pourquoi ils ont arrêté de mesurer les molécules en morceaux et ont commencé à les mesurer en taupes.

Masse molaire (M).

Si la quantité d’une substance est inconnue, elle peut être trouvée en divisant la masse de la substance par sa masse molaire.

N=N UNE * m / M .

La seule question qui peut se poser ici est : « qu’est-ce que la masse molaire ? Non, ce n'est pas une masse de peintre, comme cela peut paraître !!! Masse molaire est la masse d'une mole d'une substance. Tout est simple ici, si une taupe contient des particules N A (ceux. égal au nombre Avogadro), puis en multipliant la masse d'une de ces particules m 0 par le nombre d'Avogadro, on obtient la masse molaire.

M=m 0 *N A .

Masse molaire est la masse d'une mole d'une substance.

Et c’est bien si c’est connu, mais et si ce n’est pas le cas ? Nous devrons calculer la masse d'une molécule m 0 . Mais ce n'est pas non plus un problème. Il vous suffit de connaître sa formule chimique et d’avoir le tableau périodique à portée de main.

Poids moléculaire relatif (Mr).

Si le nombre de molécules dans une substance est très grand, alors la masse d'une molécule m0, au contraire, est très petite. Par conséquent, pour la commodité des calculs, nous avons introduit masse moléculaire relative (M r). Il s’agit du rapport entre la masse d’une molécule ou d’un atome d’une substance et 1/12 de la masse d’un atome de carbone. Mais ne vous laissez pas effrayer, pour les atomes, cela est indiqué dans le tableau périodique, et pour les molécules, il est calculé comme la somme des masses moléculaires relatives de tous les atomes inclus dans la molécule. Le poids moléculaire relatif est mesuré en unités de masse atomique (a.u.m), en termes de kilogrammes 1 amu = 1,67 10 -27 kg. Sachant cela, nous pouvons facilement déterminer la masse d'une molécule en multipliant la masse moléculaire relative par 1,67 10 -27.

m 0 = M r *1,67*10 -27 .

Poids moléculaire relatif- le rapport de la masse d'une molécule ou d'un atome d'une substance à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.

Relation entre la masse molaire et moléculaire.

Rappelons la formule pour trouver masse molaire:

M=m 0 *N A .

Parce que m 0 = M r * 1,67 10 -27, on peut exprimer la masse molaire comme suit :

M=M r *N A *1,67 10 -27 .

Maintenant, si nous multiplions le nombre d'Avogadro N A par 1,67 10 -27, nous obtenons 10 -3, c'est-à-dire que pour connaître la masse molaire d'une substance, il suffit de multiplier sa masse moléculaire par 10 -3.

M=M r *10 -3

Mais ne vous précipitez pas pour faire tout cela en calculant le nombre de molécules. Si nous connaissons la masse d'une substance m, puis en la divisant par la masse de la molécule m 0, nous obtenons le nombre de molécules dans cette substance.

N = m / m 0

Bien entendu, compter les molécules est une tâche ingrate ; non seulement elles sont petites, mais elles sont également en mouvement constant. Au cas où vous vous perdriez, vous devrez recompter. Mais dans la science, comme dans l'armée, il existe un mot «doit», et c'est pourquoi même les atomes et les molécules étaient comptés...

Docteur en sciences physiques et mathématiques Evgeniy Meilikhov

Introduction (abrégée) au livre : numéro de Meilikhov E. Z. Avogadro. Comment voir un atome. - Dolgoprudny : Maison d'édition "Intelligence", 2017.

Le scientifique italien Amedeo Avogadro, contemporain de A. S. Pouchkine, a été le premier à comprendre que le nombre d'atomes (molécules) dans un atome-gramme (mole) d'une substance est le même pour toutes les substances. Connaître ce nombre ouvre la voie à l’estimation de la taille des atomes (molécules). Du vivant d’Avogadro, son hypothèse n’a pas été suffisamment reconnue.

Dédié à l'histoire du numéro d'Avogadro nouveau livre Evgeniy Zalmanovich Meilikhov, professeur au MIPT, chercheur en chef au Centre national de recherche « Institut Kurchatov ».

Si, à la suite d'une catastrophe mondiale, toutes les connaissances accumulées étaient détruites et qu'une seule phrase parvenait aux générations futures d'êtres vivants, alors quelle déclaration, composée du moins de mots, apporterait le plus d'informations? Je crois que c'est l'hypothèse atomique : ...tous les corps sont constitués d'atomes - de petits corps en mouvement continu.
R. Feynman. Conférences Feynman en physique

Le nombre d'Avogadro (constante d'Avogadro, constante d'Avogadro) est défini comme le nombre d'atomes dans 12 grammes d'isotope pur carbone 12 (12 C). Il est généralement désigné par N A, moins souvent L. La valeur du nombre d'Avogadro recommandée par CODATA ( groupe de travail selon les constantes fondamentales) en 2015 : N A = 6,02214082(11)·10 23 mol -1. Une mole est la quantité d'une substance qui contient N A éléments structurels (c'est-à-dire le même nombre d'éléments qu'il y a d'atomes contenus dans 12 g de 12 C), et les éléments structurels sont généralement des atomes, des molécules, des ions, etc. définition, une unité de masse atomique (au. .m.) est égale à 1/12 de la masse d'un atome de 12 C. Une mole (gramme-mole) d'une substance a une masse (masse molaire) qui, lorsqu'elle est exprimée en grammes, est numériquement égal à la masse moléculaire de cette substance (exprimée en unités de masse atomique). Par exemple : 1 mole de sodium a une masse de 22,9898 g et contient (environ) 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 en contient (environ) 6 . 02·10 23 molécules.

Fin 2011, lors de la XXIVe Conférence générale des poids et mesures, une proposition a été adoptée à l'unanimité pour définir la taupe en future version Système international unités (SI) d’une manière qui évite d’être liée à la définition du gramme. Il est prévu qu'en 2018 la taupe soit déterminée directement par le numéro d'Avogadro, auquel sera attribuée une valeur exacte (sans erreur) basée sur les résultats des mesures recommandées par CODATA. En attendant, le nombre d’Avogadro n’est pas une valeur acceptée, mais une valeur mesurable.

Cette constante doit son nom au célèbre chimiste italien Amedeo Avogadro (1776-1856), qui, même s'il ne connaissait pas lui-même ce nombre, comprit qu'il s'agissait d'une valeur très élevée. A l'aube du développement de la théorie atomique, Avogadro émet une hypothèse (1811) selon laquelle, à la même température et pression dans volumes égaux Les gaz parfaits contiennent le même nombre de molécules. Cette hypothèse s'est révélée plus tard être une conséquence de la théorie cinétique des gaz 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 conditions normaleségal à 22,41383 l (les conditions normales correspondent à une pression P 0 = 1 atm et une température T 0 = 273,15 K). Cette quantité est connue sous le nom volume molaire gaz

La première tentative visant à déterminer le nombre de molécules occupant un volume donné a été réalisée en 1865 par J. Loschmidt. De ses calculs, il s'ensuit que le nombre de molécules par unité de volume d'air est de 1,8 · 10 · 18 cm -3, ce qui, comme il s'est avéré, est environ 15 fois inférieur valeur correcte. Huit ans plus tard, J. Maxwell donnait une estimation beaucoup plus proche de la vérité : 1,9·10 19 cm -3. Finalement, en 1908, Perrin donna une estimation acceptable : N A = 6,8.10 23 mol -1 Nombre d'Avogadro, trouvé à partir d'expériences sur le mouvement brownien.

Depuis lors, un grand nombre de méthodes indépendantes pour déterminer le nombre d'Avogadro ont été développées, et des mesures plus précises ont montré qu'en fait 1 cm 3 d'un gaz parfait dans des conditions normales contient (environ) 2,69 10 19 molécules. Cette quantité est appelée nombre de Loschmidt (ou constante). Cela correspond au nombre d'Avogadro N A ≈ 6,02·10 23.

Le nombre d'Avogadro est l'une des constantes physiques importantes qui ont joué un rôle important dans le développement sciences naturelles. Mais est-ce une « constante physique universelle (fondamentale) » ? Le terme lui-même n'est pas défini et est généralement associé à plus ou moins tableau détaillé valeurs numériques constantes physiques, qui doit être utilisé lors de la résolution de problèmes. À cet égard, les constantes physiques fondamentales sont souvent considérées comme des quantités qui ne sont pas des constantes naturelles et ne doivent leur existence qu'à un système d'unités choisi (comme les constantes magnétiques et électriques du vide) ou à des accords internationaux conventionnels (comme le unité de masse atomique) . En nombre constantes fondamentales incluent souvent de nombreuses quantités dérivées (par exemple, la constante des gaz R, rayon classiqueélectron r e = e 2 /m e c 2, etc.) ou, comme dans le cas de volume molaire, la valeur de certains paramètre physique, relatif à des conditions expérimentales particulières, qui ont été choisies uniquement pour des raisons de commodité (pression 1 atm et température 273,15 K). De ce point de vue, le nombre d’Avogadro est une véritable constante fondamentale.

Ce livre est consacré à l'histoire et au développement des méthodes de détermination de ce nombre. L'épopée a duré environ 200 ans et différentes étapesétait associé à divers modèles physiques et des théories, dont beaucoup n'ont pas perdu de leur pertinence à ce jour. Les esprits scientifiques les plus brillants ont participé à cette histoire - citons simplement A. Avogadro, J. Loschmidt, J. Maxwell, J. Perrin, A. Einstein, M. Smoluchowski. La liste pourrait continuer...

L'auteur doit admettre que l'idée du livre ne lui appartenait pas, mais à Lev Fedorovich Soloveichik, son camarade de classe à Moscou. Institut de physique et de technologie, la personne qui était fiancée recherche appliquée et ses développements, mais au fond, il restait un physicien romantique. C'est un homme qui (un des rares) continue « dans notre âge cruel» se battre pour le vrai « supérieur » éducation physique en Russie, apprécie et, au mieux de ses capacités, promeut la beauté et la grâce des idées physiques. On sait que de l'intrigue que A. S. Pouchkine a donnée à N. V. Gogol, une brillante comédie est née. Bien sûr, ce n'est pas le cas ici, mais peut-être que ce livre semblera aussi utile à quelqu'un.

Ce livre n’est pas un ouvrage de « science populaire », même si cela peut paraître tel à première vue. Dedans depuis un certain temps contexte historique La physique sérieuse est discutée, les mathématiques sérieuses sont utilisées et des modèles scientifiques assez complexes sont discutés. En fait, le livre se compose de deux parties (pas toujours clairement délimitées), conçues pour différents lecteurs- certains peuvent trouver cela intéressant d'un point de vue historique et chimique, tandis que d'autres peuvent se concentrer sur l'aspect physique et mathématique du problème. L'auteur avait en tête un lecteur curieux - un étudiant de la Faculté de physique ou de chimie, non étranger aux mathématiques et passionné d'histoire des sciences. Existe-t-il de tels étudiants ? L'auteur ne connaît pas la réponse exacte à cette question, mais sur la base propre expérience, j'espère qu'il y en a.

Des informations sur les livres de la maison d'édition Intellect se trouvent sur le site Web www.id-intellect.ru

Une quantité physique égale au nombre d'éléments structurels (qui sont des molécules, des atomes, etc.) par mole d'une substance est appelée nombre d'Avogadro. Sa valeur officiellement acceptée aujourd'hui est NA = 6,02214084(18)×1023 mol−1, elle a été approuvée en 2010. En 2011, les résultats de nouvelles études ont été publiés, ils sont considérés comme plus précis, mais à l'heure actuelle pas officiellement approuvé.

La loi d'Avogadro a grande importance dans le développement de la chimie, elle a permis de calculer le poids de corps pouvant changer d'état, devenant gazeux ou vaporeux. C'est sur la base de la loi d'Avogadro que son développement a commencé théorie atomique-moléculaire, découlant de la théorie cinétique des gaz.

De plus, en utilisant la loi d'Avogadro, une méthode a été développée pour obtenir le poids moléculaire des solutés. Pour cela, les lois des gaz parfaits ont été étendues aux solutions diluées, en partant de l'idée que le soluté sera distribué dans tout le volume du solvant, tout comme un gaz est distribué dans un récipient. Aussi, la loi d'Avogadro a permis de déterminer la véritable masses atomiques un certain nombre d'éléments chimiques.

Utilisation pratique du numéro d'Avogadro

La constante est utilisée dans les calculs formules chimiques et en train de composer des équations réactions chimiques. Il est utilisé pour déterminer le relatif poids moléculaires les gaz et le nombre de molécules dans une mole de n'importe quelle substance.

La constante universelle des gaz est calculée grâce au nombre d'Avogadro ; elle est obtenue en multipliant cette constante par la constante de Boltzmann. De plus, en multipliant le nombre d'Avogadro et la charge électrique élémentaire, on peut obtenir la constante de Faraday.

Utiliser les conséquences de la loi d'Avogadro

Le premier corollaire de la loi stipule : « Une mole de gaz (n'importe lequel) à conditions égales occupera un volume. Ainsi, dans des conditions normales, le volume d'une mole de n'importe quel gaz est égal à 22,4 litres (cette valeur est appelée le volume molaire d'un gaz), et en utilisant l'équation de Mendeleev-Clapeyron, vous pouvez déterminer le volume d'un gaz à n'importe quel moment. pression et température.

Le deuxième corollaire de la loi : « La masse molaire du premier gaz est égale au produit de la masse molaire du deuxième gaz par densité relative du premier gaz au second." Autrement dit, dans les mêmes conditions, connaissant le rapport des densités de deux gaz, on peut déterminer leurs masses molaires.

A l’époque d’Avogadro, son hypothèse était théoriquement indémontrable, mais permettait facilement d’établir expérimentalement composition des molécules de gaz et déterminer leur masse. Au fil du temps, une base théorique a été fournie à ses expériences, et maintenant le nombre d'Avogadro est utilisé.

La loi d'Avogadro

A l'aube du développement de la théorie atomique (), A. Avogadro a émis l'hypothèse selon laquelle, à même température et pression, des volumes égaux de gaz parfaits contiennent le même nombre de molécules. Cette hypothèse s'est révélée plus tard être une conséquence nécessaire de la 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, dans des conditions normales égales 22,41383 . 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 qu'il s'agissait d'une valeur très élevée. La première tentative pour trouver le nombre de molécules occupant un volume donné a été faite par J. Loschmidt ; il a été constaté que 1 cm³ d'un gaz parfait dans des conditions normales contient 2,68675·10 19 molécules. D'après le nom de ce scientifique, la valeur indiquée a été appelée nombre de Loschmidt (ou constante). Depuis lors, un grand nombre de méthodes indépendantes ont été développées pour déterminer le nombre d'Avogadro. L’excellent accord entre les valeurs obtenues constitue une preuve convaincante de l’existence réelle des molécules.

Relation entre constantes

• Grâce au produit de la constante de Boltzmann, la constante universelle des gaz, R.=kN UN.
• La constante de Faraday s'exprime par le produit de la charge électrique élémentaire et du nombre d'Avogadro, F=FR UN.

Voir aussi

Fondation Wikimédia.

2010.

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Livres

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