તાપમાન સ્થિર રહેવા દો (\(T=const \)), દબાણ બદલાતું નથી (\(p=const \)), વોલ્યુમ સ્થિર \((V=const) \) : \((N) \) - કોઈપણ આદર્શ ગેસના કણો (અણુઓ) ની સંખ્યા સતત મૂલ્ય છે. આ નિવેદનને એવોગાડ્રોનો કાયદો કહેવામાં આવે છે.

એવોગાડ્રોનો કાયદો આના જેવો છે:

સમાન પરિસ્થિતિઓ (તાપમાન T અને દબાણ P) હેઠળ વાયુઓના સમાન વોલ્યુમો (V) માં સમાન સંખ્યામાં પરમાણુઓ હોય છે.

એવોગાડ્રોનો કાયદો 1811માં એમેડીયો એવોગાડ્રો દ્વારા શોધાયો હતો. આ માટેની પૂર્વશરત બહુવિધ ગુણોત્તરનો નિયમ હતો: સમાન પરિસ્થિતિઓમાં, પ્રતિક્રિયા આપતા વાયુઓના જથ્થાઓ સરળ ગુણોત્તરમાં હોય છે, જેમ કે 1:1, 1:2, 1:3, વગેરે.

ફ્રેન્ચ વૈજ્ઞાનિક જે.એલ. ગે-લુસાકે વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોનો કાયદો સ્થાપિત કર્યો:

સમાન પરિસ્થિતિઓ (તાપમાન અને દબાણ) હેઠળ પ્રતિક્રિયા આપતા વાયુઓના જથ્થાઓ એકબીજા સાથે સરળ પૂર્ણાંકો તરીકે સંબંધિત છે.

ઉદાહરણ તરીકે, 1 લિટર ક્લોરિન 1 લિટર હાઇડ્રોજન સાથે જોડાય છે અને 2 લિટર હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ બનાવે છે; 2 લિટર સલ્ફર (IV) ઓક્સાઇડ 1 લિટર ઓક્સિજન સાથે મળીને 1 લિટર સલ્ફર (VI) ઓક્સાઇડ બનાવે છે.

વાસ્તવિક વાયુઓ, એક નિયમ તરીકે, શુદ્ધ વાયુઓનું મિશ્રણ છે - ઓક્સિજન, હાઇડ્રોજન, નાઇટ્રોજન, હિલીયમ, વગેરે. ઉદાહરણ તરીકે, હવામાં 77% નાઇટ્રોજન, 21% ઓક્સિજન, 1% હાઇડ્રોજન, બાકીના નિષ્ક્રિય અને અન્ય વાયુઓ છે. તેમાંથી દરેક જહાજની દિવાલો પર દબાણ બનાવે છે જેમાં તે સ્થિત છે.

આંશિક દબાણવાયુઓના મિશ્રણમાં દરેક ગેસ અલગથી બનાવે છે તે દબાણ, જાણે કે તે એકલા સમગ્ર વોલ્યુમ પર કબજો કરે છે, તેને કહેવામાં આવે છે. આંશિક દબાણ(લેટિન પાર્ટિયાલિસમાંથી - આંશિક)

સામાન્ય સ્થિતિ: p = 760 mm Hg. કલા.

અથવા 101,325 Pa, t = 0 °C અથવા 273 K.

એવોગાડ્રોના કાયદામાંથી કોરોલેરીએવોગાડ્રોના કાયદામાંથી કોરોલરી 1 સમાન પરિસ્થિતિઓમાં કોઈપણ ગેસનો એક છછુંદર સમાન વોલ્યુમ ધરાવે છે. ખાસ કરીને, સામાન્ય પરિસ્થિતિઓમાં, આદર્શ ગેસના એક છછુંદરનું પ્રમાણ 22.4 લિટર છે. આ વોલ્યુમ કહેવામાં આવે છેદાઢ વોલ્યુમ

\(V_(\mu)\)

જ્યાં \(V_(\mu)\) એ ગેસનું મોલર વોલ્યુમ છે (પરિમાણ l/mol); \(V\) - સિસ્ટમના પદાર્થનું પ્રમાણ; \(n\) - સિસ્ટમમાં પદાર્થની માત્રા. ઉદાહરણ એન્ટ્રી: \(V_(\mu) \) ગેસ (n.s.) = 22.4 l/mol.એવોગાડ્રોના કાયદામાંથી કોરોલરી 2 બે વાયુઓના સમાન જથ્થાના સમૂહનો ગુણોત્તર આ વાયુઓ માટે સતત મૂલ્ય છે. આ જથ્થો કહેવામાં આવે છેસંબંધિત ઘનતા

જ્યાં \(m_1\) અને \(m_2\) એ બે વાયુ પદાર્થોના દાઢ સમૂહ છે.

મૂલ્ય \(D\) પ્રાયોગિક ધોરણે અભ્યાસ હેઠળના ગેસના સમાન જથ્થાના સમૂહના ગુણોત્તર \(m_1\) અને જાણીતા પરમાણુ સમૂહ (M2) સાથે સંદર્ભ વાયુ તરીકે નક્કી કરવામાં આવે છે. \(D\) અને \(m_2\) ના મૂલ્યો પરથી તમે અભ્યાસ હેઠળના વાયુના દાઢ સમૂહ શોધી શકો છો: \(m_1 = D\cdot m_2\)

આમ, સામાન્ય સ્થિતિમાં (n.s.), કોઈપણ ગેસનું દાળનું પ્રમાણ \(V_(\mu) = 22.4\) l/mol છે.

સાપેક્ષ ઘનતાની ગણતરી મોટાભાગે હવા અથવા હાઇડ્રોજનના સંબંધમાં કરવામાં આવે છે, હાઇડ્રોજન અને હવાના દાઢનો ઉપયોગ કરીને અનુક્રમે ઓળખાય છે અને સમાન છે:

\[ (\mu )_(H_2)=2\cdot (10)^(-3)\frac(kg)(mol) \]

\[ (\mu )_(vozd)=29\cdot (10)^(-3)\frac(kg)(mol) \]

ઘણી વાર, સમસ્યાઓનું નિરાકરણ કરતી વખતે, તેનો ઉપયોગ સામાન્ય સ્થિતિમાં (એન.એસ.) (એક વાતાવરણનું દબાણ અથવા, જે સમાન હોય છે) હેઠળ થાય છે. \(p=(10)^5Pa=760\ mm\ Hg,\t=0^o C \)) કોઈપણ આદર્શ ગેસનું દાળ વોલ્યુમ:

\[ \frac(RT)(p)=V_(\mu )=22.4\cdot (10)^(-3)\frac(m^3)(mol)=22.4\frac(l)( mole)\ . \]

સામાન્ય પરિસ્થિતિઓમાં આદર્શ ગેસ પરમાણુઓની સાંદ્રતા:

\[ n_L=\frac(N_A)(V_(\mu ))=2.686754\cdot (10)^(25)m^(-3)\ , \]

Loschmidt નંબર કહેવાય છે.

પરિચય 2

1.એવોગાડ્રોનો કાયદો 3

2. ગેસ કાયદા 6

3. એવોગાડ્રોના કાયદાના પરિણામો 7

4. એવોગાડ્રોના કાયદા પર સમસ્યાઓ 8

નિષ્કર્ષ 11

સંદર્ભો 12

પરિચય

પ્રયોગના પરિણામોની અપેક્ષા રાખવી, એક સામાન્ય સિદ્ધાંતને સમજવું, પેટર્નની આગાહી કરવી - આ ઘણા વૈજ્ઞાનિકોની સર્જનાત્મકતાને ચિહ્નિત કરે છે. મોટાભાગે, આગાહી ફક્ત તે ક્ષેત્ર સુધી વિસ્તરે છે જેમાં સંશોધક રોકાયેલ છે, અને દરેક જણ તેમની આગાહીઓમાં બહાદુરીથી આગળ વધવાનો નિર્ણય લેતો નથી. ક્યારેક હિંમત તાર્કિક રીતે તર્ક કરવાની ક્ષમતા આપી શકે છે.

1.એવોગાડ્રોનો કાયદો

1808 માં, ગે-લુસાકે (જર્મન પ્રકૃતિવાદી એલેક્ઝાન્ડર હમ્બોલ્ટ સાથે મળીને) વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોના કહેવાતા કાયદાની રચના કરી, જે મુજબ પ્રતિક્રિયાશીલ વાયુઓના વોલ્યુમો વચ્ચેનો સંબંધ સરળ પૂર્ણાંકોમાં વ્યક્ત થાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજનના 2 વોલ્યુમો હાઇડ્રોજનના 1 વોલ્યુમ સાથે મળીને 2 વોલ્યુમો પાણીની વરાળ ઉત્પન્ન કરે છે; ક્લોરિનનું 1 વોલ્યુમ હાઇડ્રોજનના 1 વોલ્યુમ સાથે જોડાય છે, હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડના 2 વોલ્યુમ આપે છે, વગેરે. વિવિધ વાયુઓના કણો શેના બનેલા છે તે અંગે કોઈ સર્વસંમતિ ન હોવાને કારણે તે સમયે વૈજ્ઞાનિકોને આ કાયદો બહુ કામનો ન હતો. અણુ, પરમાણુ, કોર્પસકલ જેવા ખ્યાલો વચ્ચે કોઈ સ્પષ્ટ ભેદ ન હતો.

1811 માં, એવોગાડ્રો, ગે-લુસાક અને અન્ય વૈજ્ઞાનિકો દ્વારા કરવામાં આવેલા પ્રયોગોના પરિણામોનું કાળજીપૂર્વક વિશ્લેષણ કરીને, એવા નિષ્કર્ષ પર આવ્યા કે વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોનો કાયદો આપણને ગેસ પરમાણુઓ કેવી રીતે "સંરચિત" છે તે સમજવાની મંજૂરી આપે છે. "પ્રથમ પૂર્વધારણા," તેમણે લખ્યું, "જે આના સંબંધમાં ઉદ્ભવે છે અને જે એકમાત્ર સ્વીકાર્ય લાગે છે, તે ધારણા છે કે કોઈપણ ગેસના ઘટક અણુઓની સંખ્યા હંમેશા સમાન વોલ્યુમમાં સમાન હોય છે..." અને "સંયુક્ત પરમાણુઓ" (હવે આપણે તેમને ફક્ત અણુ કહીએ છીએ), એવોગાડ્રો અનુસાર, નાના કણો - અણુઓ ધરાવે છે.

ત્રણ વર્ષ પછી, એવોગાડ્રોએ તેની પૂર્વધારણા વધુ સ્પષ્ટ રીતે જણાવી અને તેનું નામ ધરાવતા કાયદાના રૂપમાં તેને ઘડ્યું: “એક જ દબાણ અને તાપમાને સમાન પ્રમાણમાં વાયુ પદાર્થોના સમાન જથ્થામાં પરમાણુઓ સમાન હોય છે, જેથી ઘનતા અલગ અલગ હોય. વાયુઓ તેમના પરમાણુઓના જથ્થાના માપદંડ તરીકે કામ કરે છે ..." આ ઉમેરણ ખૂબ જ મહત્વપૂર્ણ હતું: તેનો અર્થ એ હતો કે વિવિધ વાયુઓની ઘનતા માપવાથી, આ વાયુઓનો સમાવેશ થાય છે તેવા પરમાણુઓના સંબંધિત સમૂહને નિર્ધારિત કરવાનું શક્ય હતું. ખરેખર, જો 1 લિટર હાઇડ્રોજનમાં 1 લિટર ઓક્સિજન જેટલા જ પરમાણુઓ હોય, તો આ વાયુઓની ઘનતાનો ગુણોત્તર પરમાણુઓના સમૂહના ગુણોત્તર જેટલો હોય છે. એવોગાડ્રોએ ભારપૂર્વક જણાવ્યું હતું કે વાયુઓમાંના પરમાણુઓમાં એક જ અણુ હોવા જરૂરી નથી, પરંતુ તેમાં અનેક અણુઓ હોઈ શકે છે - સમાન અથવા અલગ. (નિષ્પક્ષતામાં, એવું કહેવું જોઈએ કે 1814 માં પ્રખ્યાત ફ્રેન્ચ ભૌતિકશાસ્ત્રી એ.એમ. એમ્પીયર, એવોગાડ્રોથી સ્વતંત્ર રીતે, સમાન નિષ્કર્ષ પર આવ્યા હતા.)

એવોગાડ્રોના સમયમાં, તેમની પૂર્વધારણા સૈદ્ધાંતિક રીતે સાબિત થઈ શકી નથી. પરંતુ આ પૂર્વધારણાએ વાયુયુક્ત સંયોજનોના પરમાણુઓની રચનાને પ્રાયોગિક રીતે નક્કી કરવા અને તેમના સંબંધિત સમૂહને નિર્ધારિત કરવાની એક સરળ તક પૂરી પાડી. ચાલો આવા તર્કના તર્કને શોધવાનો પ્રયાસ કરીએ. પ્રયોગ દર્શાવે છે કે આ વાયુઓમાંથી બનેલા હાઇડ્રોજન, ઓક્સિજન અને પાણીની વરાળનું પ્રમાણ 2:1:2 ના પ્રમાણમાં છે. આ હકીકત પરથી જુદા જુદા તારણો કાઢી શકાય છે. પ્રથમ: હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના પરમાણુઓ બે અણુઓ (H 2 અને O 2) ધરાવે છે, અને પાણીના અણુમાં ત્રણ હોય છે, અને પછી સમીકરણ 2H 2 + O 2 → 2H 2 O સાચું છે પરંતુ નીચેના નિષ્કર્ષ પણ શક્ય છે: હાઇડ્રોજનના અણુઓ મોનોટોમિક છે, અને ઓક્સિજન અને પાણીના અણુઓ ડાયટોમિક છે, અને પછી સમાન વોલ્યુમ રેશિયો 2:1:2 સાથેનું સમીકરણ 2H + O 2 → 2HO સાચું છે. પ્રથમ કિસ્સામાં, પાણીમાં હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના સમૂહના ગુણોત્તર (1:8) પરથી તે અનુસરે છે કે ઓક્સિજનનો સંબંધિત અણુ સમૂહ 16 જેટલો હતો, અને બીજામાં - તે 8 જેટલો હતો. રીતે, ગે-લુસાકના કાર્યના 50 વર્ષ પછી પણ, કેટલાક વૈજ્ઞાનિકોએ એ હકીકત પર આગ્રહ કરવાનું ચાલુ રાખ્યું કે પાણીનું સૂત્ર HO છે, H 2 O નહીં. અન્ય લોકો માનતા હતા કે સાચો સૂત્ર H 2 O 2 છે. તદનુસાર, સંખ્યાબંધ કોષ્ટકોમાં ઓક્સિજનનો અણુ સમૂહ 8 ની બરાબર લેવામાં આવ્યો હતો.

જો કે, બે ધારણાઓમાંથી સાચો એક પસંદ કરવાની એક સરળ રીત હતી. આ કરવા માટે, અન્ય સમાન પ્રયોગોના પરિણામોનું વિશ્લેષણ કરવું જ જરૂરી હતું. આમ, તેમની પાસેથી તે અનુસરવામાં આવ્યું કે હાઇડ્રોજન અને ક્લોરિનનું સમાન પ્રમાણ હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ કરતાં બમણું વોલ્યુમ આપે છે. આ હકીકતે તરત જ હાઇડ્રોજન મોનોએટોમિક હોવાની શક્યતાને નકારી કાઢી હતી: H + Cl → HCl, H + Cl 2 → HCl 2 અને તેના જેવી પ્રતિક્રિયાઓ HCl નું બમણું પ્રમાણ ઉત્પન્ન કરતી નથી. તેથી, હાઇડ્રોજન અણુઓ (અને ક્લોરિન પણ) બે અણુઓ ધરાવે છે. પરંતુ જો હાઇડ્રોજનના અણુઓ ડાયટોમિક હોય, તો ઓક્સિજનના પરમાણુઓ પણ ડાયટોમિક હોય છે, અને પાણીના અણુઓમાં ત્રણ અણુ હોય છે, અને તેનું સૂત્ર H 2 O છે. તે આશ્ચર્યજનક છે કે દાયકાઓ સુધી આવી સરળ દલીલો કેટલાક રસાયણશાસ્ત્રીઓને એવોગાડ્રોના સિદ્ધાંતની માન્યતા અંગે ખાતરી આપી શક્યા નથી, જે કેટલાય લોકો માટે દાયકાઓ સુધી વર્ચ્યુઅલ રીતે કોઈનું ધ્યાન ન રહ્યું.

આ અંશતઃ તે દિવસોમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓના સૂત્રો અને સમીકરણોના સરળ અને સ્પષ્ટ રેકોર્ડિંગના અભાવને કારણે છે. પરંતુ મુખ્ય બાબત એ છે કે એવોગાડ્રોના સિદ્ધાંતના વિરોધી પ્રખ્યાત સ્વીડિશ રસાયણશાસ્ત્રી જેન્સ જેકોબ બર્ઝેલિયસ હતા, જેમની પાસે વિશ્વભરના રસાયણશાસ્ત્રીઓમાં અસંદિગ્ધ સત્તા હતી. તેમના સિદ્ધાંત મુજબ, તમામ અણુઓમાં વિદ્યુત ચાર્જ હોય ​​છે, અને પરમાણુઓ એકબીજાને આકર્ષિત કરતા વિરોધી ચાર્જવાળા અણુઓ દ્વારા રચાય છે. એવું માનવામાં આવતું હતું કે ઓક્સિજન પરમાણુ મજબૂત નકારાત્મક ચાર્જ ધરાવે છે, અને હાઇડ્રોજન પરમાણુ હકારાત્મક ચાર્જ ધરાવે છે. આ સિદ્ધાંતના દૃષ્ટિકોણથી, બે સમાન ચાર્જ થયેલા અણુઓ ધરાવતા ઓક્સિજન પરમાણુની કલ્પના કરવી અશક્ય હતું! પરંતુ જો ઓક્સિજનના અણુઓ મોનોટોમિક હોય, તો પછી નાઇટ્રોજન સાથે ઓક્સિજનની પ્રતિક્રિયામાં: N + O → NO વોલ્યુમ રેશિયો 1:1:1 હોવો જોઈએ. અને આ પ્રયોગનો વિરોધાભાસ કરે છે: 1 લિટર નાઇટ્રોજન અને 1 લિટર ઓક્સિજનએ 2 લિટર NO આપ્યું. આ આધારે, બર્ઝેલિયસ અને મોટાભાગના અન્ય રસાયણશાસ્ત્રીઓએ એવોગાડ્રોની પૂર્વધારણાને પ્રાયોગિક ડેટા સાથે અસંગત તરીકે નકારી કાઢી હતી!

યુવાન ઇટાલિયન રસાયણશાસ્ત્રી સ્ટેનિસ્લાઓ કેનિઝારો (1826-1910) એ એવોગાડ્રોની પૂર્વધારણાને પુનર્જીવિત કરી અને 1850ના દાયકાના અંતમાં રસાયણશાસ્ત્રીઓને તેની માન્યતા અંગે ખાતરી આપી. તેમણે વાયુ તત્વોના પરમાણુઓ માટે સાચા (ડબલ) સૂત્રો સ્વીકાર્યા: H 2, O 2, Cl 2, Br 2, વગેરે. અને તમામ પ્રાયોગિક ડેટા સાથે એવોગાડ્રોની પૂર્વધારણાનું સમાધાન કર્યું. "આધુનિક અણુ સિદ્ધાંતનો પાયો," કેનિઝારોએ લખ્યું, "એવોગાડ્રોનો સિદ્ધાંત છે... આ સિદ્ધાંત પરમાણુઓ અને અણુઓ વિશેના મૂળભૂત વિચારોની સમજૂતી માટે અને પછીના પુરાવા માટે સૌથી તાર્કિક પ્રારંભિક બિંદુનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે... શરૂઆતમાં એવું લાગતું હતું કે ભૌતિક તથ્યો એવોગાડ્રો અને એમ્પીયરના સિદ્ધાંત સાથે અસંમત હતા, જેથી તેને બાજુ પર છોડી દેવામાં આવ્યા અને ટૂંક સમયમાં ભૂલી ગયા; પરંતુ પછી રસાયણશાસ્ત્રીઓ, તેમના સંશોધનના ખૂબ જ તર્ક દ્વારા અને વિજ્ઞાનની સ્વયંસ્ફુરિત ઉત્ક્રાંતિના પરિણામે, તેમના માટે અસ્પષ્ટપણે, સમાન સિદ્ધાંત પર લાવવામાં આવ્યા હતા... વિજ્ઞાનના આ લાંબા અને અચેતન ચક્કરમાં કોણ દેખાતું નથી અને નિર્ધારિત ધ્યેયની દિશામાં એવોગાડ્રો અને એમ્પીયરના સિદ્ધાંતની તરફેણમાં નિર્ણાયક પુરાવો? એક સિદ્ધાંત કે જે વિવિધ અને વિરોધી બિંદુઓથી શરૂ કરીને આવ્યો હતો, એક સિદ્ધાંત જેણે અનુભવ દ્વારા પુષ્ટિ થયેલ ઘણા તથ્યોની આગાહી કરવાનું શક્ય બનાવ્યું હતું, તે એક સરળ વૈજ્ઞાનિક શોધ કરતાં વધુ કંઈક હોવું જોઈએ. તે હોવું જોઈએ... સત્ય પોતે જ."

ડી.આઈ. મેન્ડેલીવે તે સમયની ગરમ ચર્ચાઓ વિશે લખ્યું: “50 ના દાયકામાં, કેટલાકએ O = 8, અન્યોએ O = 16, જો H = 1 લીધું. પ્રથમ માટે પાણી HO હતું, હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડ HO 2, હવે , પાણી H 2 O, હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડ H 2 O 2 અથવા H O. મૂંઝવણ અને મૂંઝવણનું શાસન હતું. 1860 માં, કૉંગ્રેસમાં કરાર અને એકરૂપતા સુધી પહોંચવા માટે વિશ્વભરના રસાયણશાસ્ત્રીઓ કાર્લસરુહેમાં એકઠા થયા હતા. આ કોંગ્રેસમાં હાજર રહીને, મને સારી રીતે યાદ છે કે મતભેદ કેટલો મોટો હતો, વિજ્ઞાનના દિગ્ગજો દ્વારા શરતી કરારને સૌથી વધુ ગૌરવ સાથે કેવી રીતે રક્ષિત કરવામાં આવ્યો હતો, અને તે પછી કેવી રીતે ગેરાર્ડના અનુયાયીઓ, ઇટાલિયન પ્રોફેસર કેનિઝારોની આગેવાની હેઠળ, ઉત્સાહપૂર્વક પીછો કરતા હતા. એવોગાડ્રોના કાયદાના પરિણામો."

એવોગાડ્રોની પૂર્વધારણા સામાન્ય રીતે સ્વીકારવામાં આવી તે પછી, વૈજ્ઞાનિકો માત્ર વાયુયુક્ત સંયોજનોના પરમાણુઓની રચનાને યોગ્ય રીતે નિર્ધારિત કરવામાં સક્ષમ ન હતા, પરંતુ અણુ અને પરમાણુ સમૂહની ગણતરી પણ કરી શક્યા હતા. આ જ્ઞાનથી રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં રીએજન્ટ્સના સમૂહ ગુણોત્તરની સરળતાથી ગણતરી કરવામાં મદદ મળી. આવા સંબંધો ખૂબ અનુકૂળ હતા: ગ્રામમાં પદાર્થોના સમૂહને માપવાથી, વૈજ્ઞાનિકો પરમાણુઓ સાથે કામ કરતા હોય તેવું લાગતું હતું. સાપેક્ષ પરમાણુ સમૂહની સંખ્યાની રીતે સમાન પદાર્થનો જથ્થો, પરંતુ ગ્રામમાં વ્યક્ત થતો હતો, તેને ગ્રામ પરમાણુ અથવા મોલ કહેવામાં આવતું હતું ("મોલ" શબ્દ 20મી સદીની શરૂઆતમાં જર્મન ભૌતિક રસાયણશાસ્ત્રી નોબેલ પારિતોષિક વિજેતા વિલ્હેમ ઓસ્ટવાલ્ડ દ્વારા બનાવવામાં આવ્યો હતો. (1853-1932); તેમાં મૂળ શબ્દ "મોલેક્યુલ" જેવો જ છે અને તે લેટિન મોલ્સમાંથી આવે છે - બલ્ક, એક ઓછા પ્રત્યય સાથેનો સમૂહ). વાયુયુક્ત અવસ્થામાં પદાર્થના એક છછુંદરનું પ્રમાણ પણ માપવામાં આવ્યું હતું: સામાન્ય સ્થિતિમાં (એટલે ​​​​કે 1 એટીએમ = 1.013 10 5 પાના દબાણ અને 0 ° સે તાપમાને) તે 22.4 લિટર બરાબર છે (જો કે આદર્શની નજીક ગેસ). એક છછુંદરમાં પરમાણુઓની સંખ્યાને એવોગાડ્રોનો કોન્સ્ટન્ટ કહેવા લાગ્યો (તે સામાન્ય રીતે સૂચવવામાં આવે છે. એનએ). છછુંદરની આ વ્યાખ્યા લગભગ એક સદી સુધી ચાલુ રહી.

હાલમાં, છછુંદરને અલગ રીતે વ્યાખ્યાયિત કરવામાં આવે છે: તે 0.012 કિલો કાર્બન -12 માં હોય છે તેટલા જ માળખાકીય તત્વો (આ અણુઓ, પરમાણુઓ, આયનો અથવા અન્ય કણો હોઈ શકે છે) ધરાવતા પદાર્થની માત્રા છે. 1971માં, વજન અને માપ અંગેની 14મી સામાન્ય પરિષદના નિર્ણય દ્વારા, છછુંદરને 7મા આધાર એકમ તરીકે ઈન્ટરનેશનલ સિસ્ટમ ઓફ યુનિટ્સ (SI) માં રજૂ કરવામાં આવ્યું હતું.

કેનિઝારોના સમયમાં પણ તે સ્પષ્ટ હતું કે અણુઓ અને પરમાણુઓ ખૂબ નાના હોવાથી અને કોઈએ તેમને ક્યારેય જોયા ન હોવાથી, એવોગાડ્રોનો સ્થિરાંક ઘણો મોટો હોવો જોઈએ. સમય જતાં, તેઓ પરમાણુનું કદ અને મૂલ્ય નક્કી કરવાનું શીખ્યા એનએ - શરૂઆતમાં ખૂબ જ આશરે, પછી વધુ અને વધુ ચોક્કસપણે. સૌ પ્રથમ, તેઓ સમજી ગયા કે બંને જથ્થાઓ એકબીજા સાથે સંબંધિત છે: અણુઓ અને પરમાણુઓ જેટલા નાના છે, એવોગાડ્રોની સંખ્યા વધુ છે. જર્મન ભૌતિકશાસ્ત્રી જોસેફ લોશ્મિટ (1821-1895) દ્વારા અણુઓના કદનું પ્રથમ મૂલ્યાંકન કરવામાં આવ્યું હતું. વાયુઓના મોલેક્યુલર ગતિ સિદ્ધાંત અને તેમના બાષ્પીભવન દરમિયાન પ્રવાહીના જથ્થામાં વધારો અંગેના પ્રાયોગિક ડેટાના આધારે, 1865 માં તેમણે નાઇટ્રોજન પરમાણુના વ્યાસની ગણતરી કરી. તે 0.969 nm (1 નેનોમીટર એક મીટરનો અબજમો ભાગ છે) અથવા, જેમ કે લોશ્મિટે લખ્યું છે તેમ, "એક હવાના પરમાણુનો વ્યાસ મિલીમીટરના દસ લાખમા ભાગ જેટલો ગોળાકાર છે." આ આધુનિક મૂલ્ય કરતાં લગભગ ત્રણ ગણું છે, જે તે સમય માટે સારું પરિણામ હતું. તે જ વર્ષે પ્રકાશિત થયેલ લોશ્મિટનો બીજો લેખ પણ ગેસના 1 સેમી 3 માં પરમાણુઓની સંખ્યા આપે છે, જેને ત્યારથી લોશ્મિટ કોન્સ્ટન્ટ ( એનએલ). તેમાંથી મૂલ્ય મેળવવું સરળ છે એન A, આદર્શ ગેસ (22.4 l/mol) ના દાઢના જથ્થા દ્વારા ગુણાકાર.

એવોગાડ્રોનો સ્થિરાંક ઘણી પદ્ધતિઓ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવ્યો છે. ઉદાહરણ તરીકે, આકાશના વાદળી રંગથી તે અનુસરે છે કે સૂર્યપ્રકાશ હવામાં ફેલાય છે. રેલેએ બતાવ્યું તેમ, પ્રકાશના સ્કેટરિંગની તીવ્રતા એકમ વોલ્યુમ દીઠ હવાના અણુઓની સંખ્યા પર આધારિત છે. વાદળી આકાશમાંથી સીધા સૂર્યપ્રકાશ અને છૂટાછવાયા પ્રકાશની તીવ્રતાના ગુણોત્તરને માપવાથી, એવોગાડ્રોનો સ્થિરાંક નક્કી કરી શકાય છે. પ્રથમ વખત, દક્ષિણ સ્વિટ્ઝર્લેન્ડમાં મોન્ટે રોઝા (4634 મીટર)ની ટોચ પર ઇટાલિયન ગણિતશાસ્ત્રી અને અગ્રણી રાજકીય વ્યક્તિ ક્વિન્ટીનો સેલા (1827-1884) દ્વારા આવા માપન હાથ ધરવામાં આવ્યા હતા. આ અને સમાન માપદંડોના આધારે કરવામાં આવેલી ગણતરીઓ દર્શાવે છે કે 1 મોલમાં આશરે 6·10 23 કણો હોય છે.

બીજી પદ્ધતિનો ઉપયોગ ફ્રેન્ચ વૈજ્ઞાનિક જીન પેરીન (1870-1942) દ્વારા કરવામાં આવ્યો હતો. માઈક્રોસ્કોપ હેઠળ, તેમણે ગમના નાના (આશરે 1 માઇક્રોન વ્યાસ) બોલની સંખ્યા ગણી, જે રબરને લગતો પદાર્થ છે અને પાણીમાં લટકેલા કેટલાક ઉષ્ણકટિબંધીય વૃક્ષોના રસમાંથી મેળવે છે. પેરીન માનતા હતા કે ગેસના અણુઓને નિયંત્રિત કરતા સમાન કાયદા આ બોલ પર લાગુ પડે છે. આ કિસ્સામાં, આ બોલના "દાળ સમૂહ" નક્કી કરવાનું શક્ય છે; અને વ્યક્તિગત બોલના દળને જાણીને (વાસ્તવિક પરમાણુઓના દળથી વિપરીત, તે માપી શકાય છે), એવોગાડ્રોના સ્થિરાંકની ગણતરી કરવી સરળ હતી. પેરિને અંદાજે 6.8 10 23 મેળવ્યા છે.

આ અચલનો આધુનિક અર્થ એન A = 6.0221367·10 23.

એવોગાડ્રોનો સ્થિરાંક એટલો મોટો છે કે તેની કલ્પના કરવી મુશ્કેલ છે. ઉદાહરણ તરીકે, જો સોકર બોલ દ્વારા મોટું કરવામાં આવે છે એનઅને તે વોલ્યુમમાં હોવાથી, ગ્લોબ તેમાં ફિટ થશે. જો માં એનઅને જો તમે બોલનો વ્યાસ વધારશો, તો સેંકડો અબજો તારાઓ ધરાવતી સૌથી મોટી ગેલેક્સી તેમાં ફિટ થઈ જશે! જો તમે સમુદ્રમાં એક ગ્લાસ પાણી રેડો અને જ્યાં સુધી આ પાણી બધા સમુદ્રો અને મહાસાગરો પર સમાનરૂપે તેમના તળિયે વિતરિત ન થાય ત્યાં સુધી રાહ જુઓ, તો પછી, વિશ્વમાં ગમે ત્યાં એક ગ્લાસ પાણીનો સ્કૂપ કરો, પાણીના કેટલાક ડઝન પરમાણુઓ કે જે એક સમયે હતા. ત્યાં ચોક્કસપણે એક ગ્લાસમાં પડશે. જો તમે ડોલરના બિલનો છછુંદર લો છો, તો તે તમામ ખંડોને 2-કિલોમીટરના ગાઢ સ્તર સાથે આવરી લેશે...

2. ગેસ કાયદા

સ્થિર તાપમાને આદર્શ ગેસના દબાણ અને વોલ્યુમ વચ્ચેનો સંબંધ ફિગમાં બતાવવામાં આવ્યો છે. 1.

ગેસના નમૂનાનું દબાણ અને વોલ્યુમ વિપરિત પ્રમાણસર છે, એટલે કે તેમના ઉત્પાદનો સ્થિર મૂલ્ય છે: pV = const. આ સંબંધ સમસ્યાઓ ઉકેલવા માટે વધુ અનુકૂળ સ્વરૂપમાં લખી શકાય છે:

p1V1 = p2V2 (બોયલ-મેરિયોટ કાયદો).

ચાલો કલ્પના કરીએ કે 50 લિટર ગેસ (V1), 2 atm (p1) ના દબાણ હેઠળ, 25 લિટર (V2) ના વોલ્યુમમાં સંકુચિત થાય છે, તો તેનું નવું દબાણ બરાબર હશે:

ઝેડ
તાપમાન પર આદર્શ વાયુઓના ગુણધર્મોની અવલંબન ગે-લુસાક કાયદા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે: ગેસનું પ્રમાણ તેના સંપૂર્ણ તાપમાનના સીધા પ્રમાણમાં હોય છે (સતત સમૂહ પર: V = kT, જ્યાં k એ પ્રમાણસરતા ગુણાંક છે). આ સંબંધ સામાન્ય રીતે સમસ્યાઓ ઉકેલવા માટે વધુ અનુકૂળ સ્વરૂપમાં લખવામાં આવે છે:

ઉદાહરણ તરીકે, જો 300K ના તાપમાને 100 લિટર ગેસને દબાણ બદલ્યા વિના 400K સુધી ગરમ કરવામાં આવે છે, તો પછી ઊંચા તાપમાને ગેસનું નવું વોલ્યુમ બરાબર થશે.

ઝેડ
સંયુક્ત ગેસ કાયદાનું લેખન pV/T= = const ને મેન્ડેલીવ-ક્લેપીરોન સમીકરણમાં રૂપાંતરિત કરી શકાય છે:

જ્યાં R એ સાર્વત્રિક ગેસ સ્થિરાંક છે, a એ ગેસના મોલ્સની સંખ્યા છે.

યુ
મેન્ડેલીવ-ક્લેપીરોન સમીકરણ વિવિધ પ્રકારની ગણતરીઓ માટે પરવાનગી આપે છે. ઉદાહરણ તરીકે, તમે 3 એટીએમના દબાણ અને 400 કેના તાપમાને ગેસના મોલ્સની સંખ્યા નક્કી કરી શકો છો, જે 70 એલના વોલ્યુમ પર કબજો કરે છે:

એકીકૃત ગેસ કાયદાના પરિણામોમાંથી એક: સમાન તાપમાન અને દબાણ પર વિવિધ વાયુઓના સમાન જથ્થામાં સમાન સંખ્યામાં પરમાણુઓ હોય છે. આ એવોગાડ્રોનો કાયદો છે.

એવોગાડ્રોના નિયમમાંથી પણ એક મહત્વપૂર્ણ પરિણામ આવે છે: વિવિધ વાયુઓના બે સરખા જથ્થાના સમૂહ (કુદરતી રીતે, સમાન દબાણ અને તાપમાને) તેમના પરમાણુ સમૂહ સાથે સંબંધિત છે:

m1/m2 = M1/M2 (m1 અને m2 એ બે વાયુઓના સમૂહ છે);

M1IM2 સંબંધિત ઘનતા દર્શાવે છે.

એવોગાડ્રોનો નિયમ માત્ર આદર્શ વાયુઓને જ લાગુ પડે છે. સામાન્ય સ્થિતિમાં, વાયુઓ કે જે સંકુચિત કરવા મુશ્કેલ છે (હાઈડ્રોજન, હિલીયમ, નાઈટ્રોજન, નિયોન, આર્ગોન) આદર્શ ગણી શકાય. કાર્બન મોનોક્સાઇડ (IV), એમોનિયા અને સલ્ફર ઓક્સાઇડ (IV) માટે, આદર્શતામાંથી વિચલનો સામાન્ય સ્થિતિમાં પહેલેથી જ જોવા મળે છે અને વધતા દબાણ અને ઘટતા તાપમાન સાથે વધે છે.

3. એવોગાડ્રોના કાયદાના પરિણામો

4. એવોગાડ્રોના કાયદા પર સમસ્યાઓ

સમસ્યા 1

25 °C અને 99.3 kPa (745 mm Hg) ના દબાણ પર, ચોક્કસ ગેસ 152 cm3 નું વોલ્યુમ ધરાવે છે. 0 °C અને 101.33 kPa ના દબાણ પર સમાન ગેસ કયો વોલ્યુમ રોકશે તે શોધો?

ઉકેલ

સમસ્યાના ડેટાને સમીકરણ (*) માં બદલીને આપણને મળે છે:

Vo = PVTo / TPO = 99.3*152*273 / 101.33*298 = 136.5 cm3.

સમસ્યા 2

એક CO2 પરમાણુના સમૂહને ગ્રામમાં વ્યક્ત કરો.

ઉકેલ

CO2 નું પરમાણુ વજન 44.0 amu છે. તેથી, CO2 નું મોલર માસ 44.0 g/mol છે. CO2 ના 1 મોલમાં 6.02*1023 પરમાણુ હોય છે. અહીંથી આપણે એક પરમાણુનું દળ શોધીએ છીએ: m = 44.0 / 6.02-1023 = 7.31 * 10-23 g.

કાર્ય 3

5.25 ગ્રામ વજન ધરાવતું નાઇટ્રોજન 26 °C અને 98.9 kPa (742 mm Hg) ના દબાણ પર કબજે કરશે તે વોલ્યુમ નક્કી કરો.

ઉકેલ

5.25 ગ્રામમાં સમાયેલ N2 ની માત્રા નક્કી કરો: 5.25 / 28 = 0.1875 mol,

V, = 0.1875*22.4 = 4.20 dm3. પછી અમે પરિણામી વોલ્યુમને સમસ્યામાં ઉલ્લેખિત શરતોમાં લાવીએ છીએ: V = PoVoT / PTo = 101.3 * 4.20 * 299 / 98.9 * 273 = 4.71 dm3.

સમસ્યા 4

કાર્બન મોનોક્સાઇડ ("કાર્બન મોનોક્સાઇડ") એક ખતરનાક હવા પ્રદૂષક છે. તે લોહીના હિમોગ્લોબિનની ઓક્સિજન વહન કરવાની ક્ષમતા ઘટાડે છે, રક્તવાહિની તંત્રના રોગોનું કારણ બને છે અને મગજની પ્રવૃત્તિ ઘટાડે છે. કુદરતી ઇંધણના અપૂર્ણ દહનને કારણે, પૃથ્વી પર વાર્ષિક 500 મિલિયન ટન CO ની રચના થાય છે. આ કારણોસર પૃથ્વી પર રચાયેલા કાર્બન મોનોક્સાઇડ દ્વારા કયું વોલ્યુમ (સામાન્ય સ્થિતિમાં) કબજે કરવામાં આવશે તે નક્કી કરો.

ઉકેલ

ચાલો સૂત્ર સ્વરૂપમાં સમસ્યાની સ્થિતિ લખીએ:

m(CO) = 500 મિલિયન ટન = 5. 1014 ગ્રામ

M(CO) = 28 ગ્રામ/મોલ

VM = 22.4 l/mol (n.s.)

V(CO) = ? (સારું.)

સમસ્યાને ઉકેલવા માટે, સમીકરણોનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે જે પદાર્થની માત્રા, સમૂહ અને દાઢ સમૂહને સંબંધિત કરે છે:

m(CO) / M(CO) = n(CO),

તેમજ વાયુયુક્ત પદાર્થનું પ્રમાણ, તેનું પ્રમાણ અને દાળનું પ્રમાણ:

V (CO) / VM = n(CO)

તેથી: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM, તેથી:

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

સમસ્યા 5

જો આ ભાગમાં 2.69 હોય તો શ્વાસ લેવા માટે જરૂરી ગેસના એક ભાગ દ્વારા કબજે કરેલ (શૂન્ય પર) વોલ્યુમની ગણતરી કરો. આ વાયુના 1022 અણુઓ. આ કયો ગેસ છે?

ઉકેલ.

શ્વાસ લેવા માટે જરૂરી ગેસ, અલબત્ત, ઓક્સિજન છે. સમસ્યાને ઉકેલવા માટે, આપણે સૌ પ્રથમ તેની સ્થિતિ સૂત્ર સ્વરૂપમાં લખીએ છીએ:

N(O2) = 2.69. 1022 (અણુઓ)

VM = 22.4 l/mol (n.s.)

NA = 6.02. 1023 મોલ--1

V(O2) = ? (સારું.)

સમસ્યાને ઉકેલવા માટે, સમીકરણોનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે જે પદાર્થ n(O2) ના આપેલ ભાગમાં કણોની સંખ્યા N(O2) અને એવોગાડ્રોની સંખ્યા NA ને સંબંધિત કરે છે:

n(O2) = N(O2) / NA,

તેમજ વાયુ પદાર્થ (n.s.) ની માત્રા, વોલ્યુમ અને દાઢનું પ્રમાણ:

n(O2) = V(O2) / VM

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

જવાબ આપો. ઓક્સિજનનો એક ભાગ, જે સ્થિતિમાં ઉલ્લેખિત પરમાણુઓની સંખ્યા ધરાવે છે, તે નંબર પર કબજો કરે છે. વોલ્યુમ 1 એલ.

સમસ્યા 6

સામાન્ય સ્થિતિમાં 1 લીટરના જથ્થા સાથે કાર્બન ડાયોક્સાઇડનું દળ 1.977 ગ્રામ હોય છે (સામાન્ય સ્થિતિમાં) આ વાયુનું વાસ્તવિક પ્રમાણ કેટલું છે? તમારો જવાબ સમજાવો.

ઉકેલ

મોલર માસ M (CO2) = 44 g/mol, પછી મોલનું પ્રમાણ 44/1.977 = 22.12 (l). આ મૂલ્ય આદર્શ વાયુઓ (22.4 l) માટે સ્વીકૃત કરતા ઓછું છે. વોલ્યુમમાં ઘટાડો CO2 અણુઓ વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયામાં વધારો સાથે સંકળાયેલ છે, એટલે કે, આદર્શતામાંથી વિચલન.

સમસ્યા 7

0.01 ગ્રામ વજનનું ગેસિયસ ક્લોરિન, 10 સેમી 3 ના વોલ્યુમ સાથે સીલબંધ એમ્પૂલમાં સ્થિત છે, તેને 0 થી 273oC સુધી ગરમ કરવામાં આવે છે. 0oC અને 273oC પર ક્લોરિનનું પ્રારંભિક દબાણ શું છે?

ઉકેલ

Mr(Cl2) =70.9; તેથી 0.01 ગ્રામ ક્લોરિન 1.4 10-4 મોલને અનુરૂપ છે. ampoule ની વોલ્યુમ 0.01 l છે. મેન્ડેલીવ-ક્લેપીરોન સમીકરણ pV=vRT નો ઉપયોગ કરીને, અમે 0oC પર ક્લોરિન (p1) નું પ્રારંભિક દબાણ શોધીએ છીએ:

તેવી જ રીતે આપણે 273oC: p2 = 0.62 atm પર ક્લોરિન (p2) નું દબાણ શોધીએ છીએ.

કાર્ય 8

15oC તાપમાન અને 790 mm Hg ના દબાણ પર 10 ગ્રામ કાર્બન મોનોક્સાઇડ (II) દ્વારા કબજે કરેલ વોલ્યુમ શું છે? કલા.?

ઉકેલ

સમસ્યા 8

ફાયરમાઇન ગેસ અથવા CH 4 મિથેન એ ખાણિયાઓ માટે એક વાસ્તવિક આપત્તિ છે. ખાણોમાં તેના વિસ્ફોટથી ભારે વિનાશ અને જાનહાનિ થાય છે. જી. ડેવીએ સલામત ખાણિયો લેમ્પની શોધ કરી. તેમાં, જ્યોત તાંબાની જાળીથી ઘેરાયેલી હતી અને તેની મર્યાદાથી બહાર નીકળી ન હતી, તેથી મિથેન ઇગ્નીશન તાપમાન સુધી ગરમ થતી ન હતી. ફાયરડેમ્પ પરની જીતને જી. ડેવી દ્વારા નાગરિક પરાક્રમ માનવામાં આવે છે.
જો મિથેન પદાર્થની માત્રા નં. 23.88 મોલ્સ બરાબર છે, તો પછી લિટરમાં ગણતરી કરેલ આ ગેસનું પ્રમાણ કેટલું છે?

ઉકેલ

V = 23.88 mol * 22.4 l/mol = 534.91 l

સમસ્યા 9

કોઈપણ જેણે ક્યારેય મેચ પ્રગટાવી છે તે સલ્ફર ડાયોક્સાઇડ SO2 ની ગંધ જાણે છે. આ ગેસ પાણીમાં અત્યંત દ્રાવ્ય છે: 1 લિટર પાણીમાં 42 લિટર સલ્ફર ડાયોક્સાઇડ ઓગાળી શકાય છે. સલ્ફર ડાયોક્સાઇડનો સમૂહ નક્કી કરો જે 10 લિટર પાણીમાં ઓગાળી શકાય છે.

ઉકેલ

ν = V/V m V=ν * V m m = ν * M

42 l SO 2 1 l પાણીમાં ભળે છે

x l SO 2 - 10 l પાણીમાં

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

સમસ્યા 10

એક કલાકમાં, એક પુખ્ત વ્યક્તિ આશરે 40 ગ્રામ કાર્બન ડાયોક્સાઇડ બહાર કાઢે છે. આ ગેસના આપેલ દળનું પ્રમાણ (સંખ્યા) નક્કી કરો.

ઉકેલ

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

નિષ્કર્ષ

મોલેક્યુલર થિયરીના સ્થાપકોમાંના એક તરીકે એવોગાડ્રોની યોગ્યતાને ત્યારથી સાર્વત્રિક માન્યતા મળી છે. એવોગાડ્રોનો તર્ક દોષરહિત હોવાનું બહાર આવ્યું, જેની પાછળથી જે. મેક્સવેલ દ્વારા વાયુઓના ગતિ સિદ્ધાંત પર આધારિત ગણતરીઓ દ્વારા પુષ્ટિ કરવામાં આવી હતી; પછી પ્રાયોગિક પુષ્ટિ પ્રાપ્ત થઈ (ઉદાહરણ તરીકે, બ્રાઉનિયન ગતિના અભ્યાસના આધારે), અને તે પણ જાણવા મળ્યું કે દરેક ગેસના છછુંદરમાં કેટલા કણો છે. આ સ્થિરાંક - 6.022 1023 - એવોગાડ્રોનો નંબર કહેવાતો હતો, જે સમજદાર સંશોધકનું નામ અમર કરે છે.

સંદર્ભો

બુટસ્કસ પી.એફ. કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્ર પર પુસ્તક વાંચવું. 10મા ધોરણના વિદ્યાર્થીઓ/કોમ્પ માટે મેન્યુઅલ. બુટસ્કસ પી.એફ. - 2જી. ed., સુધારેલ.

- એમ.: શિક્ષણ, 1985. બાયકોવ જી.વી.એમેડીયો એવોગાડ્રો: જીવન અને કાર્યનું સ્કેચ

. એમ.: નૌકા, 1983. ગ્લિન્કા એન.એલ.સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્ર

ઉચ. યુનિવર્સિટીઓ માટે માર્ગદર્શિકા .- એલ.: રસાયણશાસ્ત્ર, 1983.

ક્રિટ્સમેન વી.એ. રોબર્ટ બોયલ, જ્હોન ડાલ્ટન, એમેડીયો એવોગાડ્રો.રસાયણશાસ્ત્રમાં પરમાણુ વિજ્ઞાનના નિર્માતાઓ

. એમ., 1976કુઝનેત્સોવ વી.આઈ.

સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્ર. વિકાસ વલણો .- એમ.: ઉચ્ચ શાળા.

મકારોવ કે. એ. રસાયણશાસ્ત્ર અને આરોગ્ય.જ્ઞાન, 1985.

મારિયો લિઉઝી.

ભૌતિકશાસ્ત્રનો ઇતિહાસ

.

સમય જતાં, કાનૂની પ્રેક્ટિસ એમેડિયોમાં રસ લેવાનું બંધ થઈ ગયું. યુવકની રુચિઓ એક અલગ ક્ષેત્રમાં છે. તેમની યુવાનીમાં પણ, તેમણે પ્રાયોગિક ભૌતિકશાસ્ત્ર અને ભૂમિતિની શાળામાં હાજરી આપી હતી. ત્યારે જ ભાવિ વૈજ્ઞાનિકમાં વિજ્ઞાનનો પ્રેમ જાગ્યો. જ્ઞાનમાં અંતરને લીધે, એવોગાડ્રોએ સ્વ-શિક્ષણ શરૂ કર્યું. 25 વર્ષની ઉંમરે, એમેડીઓએ તેમનો તમામ મફત સમય ગણિત અને ભૌતિકશાસ્ત્રના અભ્યાસ માટે સમર્પિત કર્યો.

વૈજ્ઞાનિક પ્રવૃત્તિઓ

પ્રથમ તબક્કે, એમેડિયોની વૈજ્ઞાનિક પ્રવૃત્તિ વિદ્યુત ઘટનાના અભ્યાસ માટે સમર્પિત હતી. વોલ્ટે 1800માં વિદ્યુત પ્રવાહના સ્ત્રોતની શોધ કર્યા પછી એવોગાડ્રોનો રસ વધુ તીવ્ર બન્યો. યુવા વૈજ્ઞાનિક માટે વોલ્ટા અને ગાલ્વાની વચ્ચે વીજળીની પ્રકૃતિ વિશેની ચર્ચાઓ ઓછી રસપ્રદ નથી. અને સામાન્ય રીતે, તે સમયે આ વિસ્તાર વિજ્ઞાનમાં અદ્યતન હતો.

1803 અને 1804 માં, એવોગાડ્રોએ તેમના ભાઈ ફેલિસ સાથે મળીને, તુરીન એકેડેમીના વૈજ્ઞાનિકોને બે કૃતિઓ રજૂ કરી, જેમાં વિદ્યુતરાસાયણિક અને વિદ્યુત ઘટનાના સિદ્ધાંતો જાહેર કર્યા. 1804 માં, એમેડીયો આ એકેડમીના અનુરૂપ સભ્ય બન્યા.

1806 માં, એવોગાડ્રોને ટ્યુરિન લિસિયમમાં શિક્ષક તરીકે નોકરી મળી. અને ત્રણ વર્ષ પછી, વૈજ્ઞાનિક વર્સેલી લિસિયમમાં ગયા, જ્યાં તેમણે દસ વર્ષ સુધી ગણિત અને ભૌતિકશાસ્ત્ર શીખવ્યું. તે સમયગાળા દરમિયાન, એમેડીઓએ ઘણું વૈજ્ઞાનિક સાહિત્ય વાંચ્યું, પુસ્તકોમાંથી ઉપયોગી અર્ક બનાવ્યા. તેમણે તેમના જીવનના અંત સુધી તેમનું નેતૃત્વ કર્યું. દરેકમાં 700 પાનાના 75 જેટલા ગ્રંથો એકઠા થયા છે. આ પુસ્તકોની સામગ્રી વૈજ્ઞાનિકની રુચિઓ અને તેમણે કરેલા પ્રચંડ કાર્યની વૈવિધ્યતાને બોલે છે.

અંગત જીવન

એમેડિયોએ કૌટુંબિક જીવન ખૂબ મોડું કર્યું, જ્યારે તેની ઉંમર તેના ત્રીજા દાયકાને વટાવી ગઈ હતી. વર્સેલીમાં કામ કરતી વખતે, તે અન્ના ડી જિયુસેપને મળ્યો, જેઓ વૈજ્ઞાનિક કરતાં ઘણી નાની હતી. આ લગ્નથી આઠ બાળકો થયા. તેમાંથી કોઈ પણ તેમના પિતાના પગલે ચાલ્યું નહીં.

એવોગાડ્રોનો કાયદો અને તેના પરિણામો

1808 માં, ગે-લુસાકે (હમ્બોલ્ટના સહયોગથી) વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોનો સિદ્ધાંત ઘડ્યો. આ કાયદો જણાવે છે કે પ્રતિક્રિયાશીલ વાયુઓના જથ્થા વચ્ચેનો સંબંધ સરળ સંખ્યામાં વ્યક્ત કરી શકાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, ક્લોરિનનું 1 વોલ્યુમ, હાઇડ્રોજનના 1 વોલ્યુમ સાથે સંયોજન, હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડના 2 વોલ્યુમ આપે છે, વગેરે. પરંતુ આ કાયદાએ કંઈ આપ્યું ન હતું, કારણ કે, પ્રથમ, કોર્પસકલ, પરમાણુ, અણુની વિભાવનાઓ વચ્ચે કોઈ ચોક્કસ તફાવત નહોતો અને બીજું, વિવિધ વાયુઓના કણોની રચના વિશે વૈજ્ઞાનિકોના જુદા જુદા મંતવ્યો હતા.

1811 માં, એમેડિયોએ ગે-લુસાકના સંશોધનના પરિણામોનું સંપૂર્ણ વિશ્લેષણ શરૂ કર્યું. પરિણામે, એવોગાડ્રોને સમજાયું કે વોલ્યુમેટ્રિક સંબંધોનો કાયદો અમને ગેસ પરમાણુની રચનાને સમજવાની મંજૂરી આપે છે. તેમણે ઘડેલી પૂર્વધારણા હતી: "સમાન વોલ્યુમમાં કોઈપણ ગેસના પરમાણુઓની સંખ્યા હંમેશા સમાન હોય છે."

કાયદાની શોધ

આખા ત્રણ વર્ષ સુધી વૈજ્ઞાનિક પ્રયોગો કરતા રહ્યા. અને પરિણામે, એવોગાડ્રોનો કાયદો દેખાયો, જે આના જેવો સંભળાય છે: “સમાન તાપમાન અને દબાણ પર સમાન પ્રમાણમાં વાયુ પદાર્થોમાં સમાન સંખ્યામાં પરમાણુઓ હોય છે. અને પરમાણુઓના સમૂહનું માપ વિવિધ વાયુઓની ઘનતા પરથી નક્કી કરી શકાય છે.” ઉદાહરણ તરીકે, જો 1 લિટર ઓક્સિજનમાં 1 લિટર હાઇડ્રોજન જેટલા જ પરમાણુઓ હોય, તો આ વાયુઓની ઘનતાનો ગુણોત્તર પરમાણુઓના સમૂહના ગુણોત્તર જેટલો હોય છે. વૈજ્ઞાનિકે એ પણ નોંધ્યું છે કે વાયુઓમાંના પરમાણુઓમાં હંમેશા એક અણુનો સમાવેશ થતો નથી. બંને અલગ અને સમાન અણુઓની હાજરી સ્વીકાર્ય છે.

કમનસીબે, એવોગાડ્રોના સમયે, આ કાયદો સૈદ્ધાંતિક રીતે સાબિત થઈ શક્યો ન હતો. પરંતુ તે પ્રયોગોમાં ગેસ પરમાણુઓની રચના સ્થાપિત કરવાનું અને તેમના સમૂહને નિર્ધારિત કરવાનું શક્ય બનાવ્યું. ચાલો આવા તર્કના તર્કને અનુસરીએ. પ્રયોગ દરમિયાન, તે બહાર આવ્યું કે ગેસમાંથી પાણીની વરાળ તેમજ હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનની માત્રા 2:1:2 ના ગુણોત્તરમાં છે. આ હકીકત પરથી વિવિધ તારણો કાઢી શકાય છે. પ્રથમ: પાણીના પરમાણુમાં ત્રણ અણુઓ હોય છે, અને હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજનના પરમાણુમાં બે હોય છે. બીજો નિષ્કર્ષ પણ એકદમ યોગ્ય છે: પાણી અને ઓક્સિજનના પરમાણુ ડાયટોમિક છે, અને હાઇડ્રોજનના પરમાણુ મોનોટોમિક છે.

પૂર્વધારણાના વિરોધીઓ

એવોગાડ્રોના કાયદાના ઘણા વિરોધીઓ હતા. આ અંશતઃ એ હકીકતને કારણે હતું કે તે દિવસોમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ માટેના સમીકરણો અને સૂત્રોનું કોઈ સરળ અને સ્પષ્ટ રેકોર્ડિંગ નહોતું. મુખ્ય વિરોધકર્તા જેન્સ બર્ઝેલિયસ હતા, જે અસંદિગ્ધ સત્તા ધરાવતા સ્વીડિશ રસાયણશાસ્ત્રી હતા. તેઓ માનતા હતા કે તમામ અણુઓ વિદ્યુત ચાર્જ ધરાવે છે, અને તે પરમાણુઓ એકબીજાને આકર્ષિત કરતા વિરોધી ચાર્જવાળા અણુઓથી બનેલા છે. આમ, હાઇડ્રોજન પરમાણુમાં હકારાત્મક ચાર્જ હતો, અને ઓક્સિજન પરમાણુમાં નકારાત્મક ચાર્જ હતો. આ દૃષ્ટિકોણથી, 2 સમાન ચાર્જ થયેલા અણુઓનો સમાવેશ કરતું ઓક્સિજન પરમાણુ ફક્ત અસ્તિત્વમાં નથી. પરંતુ જો ઓક્સિજનના અણુઓ હજુ પણ મોનોટોમિક હોય, તો ઓક્સિજન સાથે નાઇટ્રોજનની પ્રતિક્રિયામાં વોલ્યુમ રેશિયોનું પ્રમાણ 1:1:1 હોવું જોઈએ. આ નિવેદન પ્રયોગનો વિરોધાભાસ કરે છે, જ્યાં 1 લિટર ઓક્સિજન અને 1 લિટર નાઇટ્રોજનમાંથી 2 લિટર નાઈટ્રિક ઑક્સાઈડ મેળવવામાં આવ્યું હતું. તે આ કારણોસર હતું કે બર્ઝેલિયસ અને અન્ય રસાયણશાસ્ત્રીઓએ એવોગાડ્રોના કાયદાને નકારી કાઢ્યો હતો. છેવટે, તે પ્રાયોગિક ડેટાને સંપૂર્ણપણે અનુરૂપ ન હતું.

કાયદાનું પુનરુત્થાન

ઓગણીસમી સદીના સાઠના દાયકા સુધી રસાયણશાસ્ત્રમાં મનસ્વીતા જોવા મળતી હતી. તદુપરાંત, તે પરમાણુ સમૂહના મૂલ્યાંકન અને રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓના વર્ણન માટે બંનેને વિસ્તૃત કરે છે. જટિલ પદાર્થોની અણુ રચના વિશે સામાન્ય રીતે ઘણી ગેરસમજો હતી. કેટલાક વૈજ્ઞાનિકોએ તો મોલેક્યુલર થિયરી છોડી દેવાની પણ યોજના બનાવી હતી. અને માત્ર 1858 માં, ઇટાલીના કેનિઝારો નામના રસાયણશાસ્ત્રીને બર્ટોલેટ અને એમ્પીયરના પત્રવ્યવહારમાં એવોગાડ્રોના કાયદા અને તેના પરિણામોનો સંદર્ભ મળ્યો. આનાથી તે સમયે રસાયણશાસ્ત્રના મૂંઝવણભર્યા ચિત્રમાં ક્રમ આવ્યો. બે વર્ષ પછી, કેનિઝારોએ ઇન્ટરનેશનલ કોંગ્રેસ ઑફ કેમિસ્ટ્રીમાં કાર્લસ્રુહેમાં એવોગાડ્રોના કાયદા વિશે વાત કરી. તેમના અહેવાલે વૈજ્ઞાનિકો પર અમીટ છાપ પાડી. તેમાંથી એકે કહ્યું કે એવું લાગે છે કે તેણે પ્રકાશ જોયો હતો, બધી શંકાઓ અદૃશ્ય થઈ ગઈ હતી, અને બદલામાં આત્મવિશ્વાસની લાગણી હતી.

એવોગાડ્રોના કાયદાને માન્યતા મળ્યા પછી, વૈજ્ઞાનિકો માત્ર ગેસના અણુઓની રચના જ નક્કી કરી શક્યા નહીં, પણ અણુ અને પરમાણુ સમૂહની પણ ગણતરી કરી શક્યા. આ જ્ઞાને વિવિધ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં રીએજન્ટના સમૂહ ગુણોત્તરની ગણતરી કરવામાં મદદ કરી. અને તે ખૂબ અનુકૂળ હતું. ગ્રામમાં સમૂહને માપીને, સંશોધકો પરમાણુઓની હેરફેર કરી શકે છે.

નિષ્કર્ષ

એવોગાડ્રોના કાયદાની શોધ થઈ ત્યારથી ઘણો સમય પસાર થઈ ગયો છે, પરંતુ મોલેક્યુલર થિયરીના સ્થાપક વિશે કોઈ ભૂલી શક્યું નથી. વૈજ્ઞાનિકનો તર્ક દોષરહિત હતો, જે પાછળથી વાયુઓના ગતિ સિદ્ધાંત પર આધારિત જે. મેક્સવેલની ગણતરીઓ દ્વારા અને પછી પ્રાયોગિક અભ્યાસ (બ્રાઉનિયન ગતિ) દ્વારા પુષ્ટિ મળી હતી. દરેક વાયુના છછુંદરમાં કેટલા કણો છે તે પણ નક્કી કરવામાં આવ્યું હતું. આ સ્થિરાંક, 6.022.1023, એવોગાડ્રોનો નંબર કહેવાતો હતો, જેણે સમજદાર એમેડિયોનું નામ અમર બનાવ્યું હતું.

1.રસાયણશાસ્ત્ર કુદરતી વિજ્ઞાનનો એક ભાગ છે. રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓ. રાસાયણિક સંયોજનોના પ્રકાર.

રાસાયણિક નામકરણ. મધ્યમ, એસિડિક, મૂળભૂત ક્ષારનું નામકરણ.

રસાયણશાસ્ત્ર કુદરતી વિજ્ઞાનનો એક ભાગ છે.

રસાયણશાસ્ત્ર એ પદાર્થોનું વિજ્ઞાન છે. તે પદાર્થો અને તેમના રૂપાંતરણોનો અભ્યાસ કરે છે, જે પદાર્થની આંતરિક રચના અને ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનામાં ફેરફારો સાથે છે, પરંતુ ન્યુક્લીની રચના અને બંધારણને અસર કરતું નથી.

લગભગ 7,000,000 રાસાયણિક સંયોજનો જાણીતા છે, જેમાંથી 400,000 અકાર્બનિક છે.

રસાયણશાસ્ત્ર એ મૂળભૂત શાખાઓમાંની એક છે.

તે કુદરતી વિજ્ઞાનનો એક ભાગ છે, કુદરતી વિજ્ઞાન. તે અન્ય ઘણા વિજ્ઞાન સાથે સંબંધિત છે, જેમ કે ભૌતિકશાસ્ત્ર, દવા, જીવવિજ્ઞાન, ઇકોલોજી, વગેરે.

રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓ.

રાસાયણિક સંયોજનોના પ્રકાર.

રાસાયણિક નામકરણ. હાલમાં, રાસાયણિક તત્વોને નામ આપવા માટે તુચ્છ અને તર્કસંગત નામકરણનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે, બાદમાં રશિયન, અર્ધ-વ્યવસ્થિત (આંતરરાષ્ટ્રીય) અને પદ્ધતિસરમાં વિભાજિત કરવામાં આવે છે. IN

તુચ્છ

નામકરણ રાસાયણિક પદાર્થોના ઐતિહાસિક રીતે સ્થાપિત યોગ્ય નામોનો ઉપયોગ કરે છે.

તેઓ રાસાયણિક સંયોજનોની રચનાને પ્રતિબિંબિત કરતા નથી. આવા નામોનો ઉપયોગ મોટેભાગે પરંપરાને શ્રદ્ધાંજલિ છે. ઉદાહરણ: CaO – ક્વિકલાઈમ, N2O – લાફિંગ ગેસ.

રશિયન નામકરણના માળખામાં, રશિયન નામોના મૂળનો ઉપયોગ રાસાયણિક સંયોજનોને નામ આપવા માટે થાય છે, અને અર્ધ-વ્યવસ્થિત નામકરણમાં, તેઓ લેટિન મૂળનો ઉપયોગ કરે છે.

તેમની રાસાયણિક રચનાના આધારે, ક્ષારને મધ્યમ, એસિડિક અને મૂળભૂત ક્ષારમાં વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે. ડબલ, મિશ્ર અને જટિલ ક્ષાર પણ છે.

મોટાભાગના ક્ષાર, પાણીમાં તેમની દ્રાવ્યતાને ધ્યાનમાં લીધા વિના, મજબૂત ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ છે.