Температурыг тогтмол (\(T=const \)), даралт өөрчлөгдөхгүй (\(p=const \)), эзэлхүүний тогтмол \((V=const) \) : \((N) \) - Аливаа идеал хийн тоосонцор (молекул) нь тогтмол утга юм. Энэ мэдэгдлийг Авогадрогийн хууль гэж нэрлэдэг.

Авогадрогийн хууль дараах байдалтай байна.

Ижил нөхцөлд (Т температур ба даралт P) ижил хэмжээний хий (V) ижил тооны молекулыг агуулна.

Авогадрогийн хуулийг 1811 онд Амедео Авогадро нээсэн. Үүний урьдчилсан нөхцөл нь олон тооны харьцааны дүрэм байсан: ижил нөхцөлд урвалд ордог хийн эзэлхүүн нь 1: 1, 1: 2, 1: 3 гэх мэт энгийн харьцаатай байдаг.

Францын эрдэмтэн Ж.Л. Гей-Луссак эзэлхүүний харилцааны хуулийг бий болгосон.

Ижил нөхцөлд (температур ба даралт) урвалд орж буй хийн эзэлхүүн нь энгийн бүхэл тоогоор бие биенээсээ хамааралтай байдаг.

Жишээлбэл, 1 литр хлор нь 1 литр устөрөгчтэй нийлж 2 литр устөрөгчийн хлорид үүсгэдэг; 2 литр хүхрийн (IV) исэл 1 литр хүчилтөрөгчтэй нийлж 1 литр хүхрийн (VI) исэл үүсгэдэг.

Бодит хий нь дүрмээр бол цэвэр хийн хольц юм - хүчилтөрөгч, устөрөгч, азот, гели гэх мэт Жишээ нь, агаар нь 77% азот, 21% хүчилтөрөгч, 1% устөрөгч, үлдсэн хэсэг нь идэвхгүй болон бусад хийнээс бүрддэг. Тэд тус бүр нь байрладаг хөлөг онгоцны хананд дарамт үүсгэдэг.

Хэсэгчилсэн даралтХий бүр нь дангаараа бүх эзэлхүүнийг эзэлдэг мэт хийн холимогт тус тусад нь үүсгэдэг даралтыг гэнэ. хэсэгчилсэн даралт(Латин partialis - хэсэгчилсэн)

Хэвийн нөхцөл: p = 760 мм м.у.б. Урлаг. эсвэл 101,325 Па, t = 0 ° C буюу 273 К.

Авогадрогийн хуулийн үр дүн

Авогадрогийн хуулийн үр дүн 1Ижил нөхцөлд нэг моль хий нь ижил эзэлхүүнийг эзэлдэг. Ялангуяа хэвийн нөхцөлд нэг моль идеал хийн эзэлхүүн 22.4 литр байна. Энэ боть гэж нэрлэдэг молийн эзэлхүүн\(V_(\му)\)

Энд \(V_(\mu)\) нь хийн молийн эзэлхүүн (хэмжээ л/моль); \(V\) - системийн бодисын эзлэхүүн; \(n\) - систем дэх бодисын хэмжээ. Жишээ оруулга: \(V_(\mu) \) хий (n.s.) = 22.4 л/моль.

Авогадрогийн хуулийн үр дүн 2Хоёр хийн ижил эзэлхүүнтэй массын харьцаа нь эдгээр хийн тогтмол утга юм. Энэ хэмжээг гэж нэрлэдэг харьцангуй нягт\(D\)

Энд \(m_1\) ба \(m_2\) нь хоёр хийн бодисын молийн масс юм.

\(D\) утгыг судалж буй \(m_1\) болон мэдэгдэж буй молекул масстай (M2) жишиг хийн ижил эзэлхүүний массын харьцаагаар туршилтаар тодорхойлно. \(D\) ба \(m_2\) утгуудаас судалж буй хийн молийн массыг олох боломжтой: \(m_1 = D\cdot m_2\)

Тиймээс хэвийн нөхцөлд (н.ш.) аливаа хийн молийн хэмжээ \(V_(\mu) = 22.4\) л/моль байна.

Харьцангуй нягтыг ихэвчлэн агаар эсвэл устөрөгчтэй харьцуулж, устөрөгч ба агаарын молийн массыг мэддэг ба тэнцүү байхаар тооцдог.

\[ (\mu )_(H_2)=2\cdot (10)^(-3)\фрак(кг)(моль) \]

\[ (\му )_(возд)=29\cdot (10)^(-3)\фрак(кг)(моль) \]

Ихэнх тохиолдолд асуудлыг шийдвэрлэхдээ ердийн нөхцөлд (нэг агаар мандлын даралт эсвэл ижил даралт) ашигладаг. \(p=(10)^5Па=760\ мм\ Hg,\ t=0^o C \)) аливаа идеал хийн молийн хэмжээ:

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

Хэвийн нөхцөлд хамгийн тохиромжтой хийн молекулуудын концентраци:

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

Loschmidt тоо гэж нэрлэдэг.

Танилцуулга 2

1. Авогадрогийн хууль 3

2. Хийн тухай хууль 6

3. Авогадрогийн хуулийн үр дагавар 7

4.Авогадрогийн хуулийн асуудал 8

Дүгнэлт 11

Ашигласан материал 12

Оршил

Туршилтын үр дүнг урьдчилан таамаглах, нийтлэг зарчмыг мэдрэх, хэв маягийг урьдчилан таамаглах нь олон эрдэмтдийн бүтээлч байдлыг илтгэдэг. Ихэнх тохиолдолд урьдчилан таамаглах нь зөвхөн судлаачийн ажиллаж буй хэсэгт л хамаатай бөгөөд хүн бүр таамаглалдаа зоригтойгоор урагшлах шийдвэр гаргаж чаддаггүй. Заримдаа эр зориг нь логикоор бодох чадварыг өгдөг.

1. Авогадрогийн хууль

1808 онд Гей-Люссак (Германы байгаль судлаач Александр Гумбольдттой хамт) урвалж буй хийн эзэлхүүний хоорондын хамаарлыг энгийн бүхэл тоогоор илэрхийлдэг эзэлхүүний харилцааны хуулийг боловсруулсан. Жишээлбэл, 2 эзэлхүүн устөрөгч нь 1 эзэлхүүнтэй устөрөгчтэй нийлж, 2 эзлэхүүн усны уур үүсгэдэг; 1 эзэлхүүн хлор нь 1 эзэлхүүнтэй устөрөгчтэй нийлж, 2 боть хлорт устөрөгч гэх мэтийг өгдөг. Янз бүрийн хийн тоосонцор юунаас бүрддэг талаар зөвшилцөлд хүрээгүй байсан тул энэ хууль тухайн үед эрдэмтдэд төдийлөн хэрэг болсонгүй. Атом, молекул, корпускул гэх мэт ойлголтуудын хооронд тодорхой ялгаа байгаагүй.

1811 онд Авогадро Гэй-Люссак болон бусад эрдэмтдийн хийсэн туршилтын үр дүнг сайтар судалж үзээд эзэлхүүний харилцааны хууль нь хийн молекулууд хэрхэн "бүтэцтэй" болохыг ойлгох боломжийг бидэнд олгодог гэсэн дүгнэлтэд хүрчээ. "Үүнтэй холбоотойгоор үүссэн бөгөөд цорын ганц хүлээн зөвшөөрөгдөх таамаглал бол аливаа хийн бүрдүүлэгч молекулуудын тоо ижил эзэлхүүнтэй үргэлж ижил байдаг гэсэн таамаглал юм" гэж тэр бичжээ. Авогадрогийн хэлснээр "нийлмэл молекулууд" (одоо тэдгээрийг молекул гэж нэрлэдэг) нь жижиг хэсгүүд болох атомуудаас бүрддэг.

Гурван жилийн дараа Авогадро өөрийн таамаглалыг улам тодорхой илэрхийлж, өөрийн нэрээр нэрлэгдсэн хуулийн хэлбэрээр томъёолжээ: "Ижил даралт, температурт ижил хэмжээний хийн бодисууд ижил тооны молекулуудыг агуулж байдаг тул нягт нь өөр өөр байдаг. хий нь тэдгээрийн молекулуудын массын хэмжүүр болдог ..." Энэ нэмэлт нь маш чухал байсан: энэ нь янз бүрийн хийн нягтыг хэмжих замаар эдгээр хий бүрдэх молекулуудын харьцангуй массыг тодорхойлох боломжтой гэсэн үг юм. Үнэн хэрэгтээ хэрэв 1 литр устөрөгч нь 1 литр хүчилтөрөгчтэй ижил тооны молекул агуулдаг бол эдгээр хийн нягтын харьцаа нь молекулуудын массын харьцаатай тэнцүү байна. Авогадро хийн молекулууд нь заавал нэг атомаас бүрдэх албагүй, хэд хэдэн атом агуулсан байж болно гэдгийг онцлон тэмдэглэв. (Шударга хэлэхэд 1814 онд Францын алдарт физикч А.М. Ампер Авогадрогоос үл хамааран ижил дүгнэлтэд хүрсэн гэж хэлэх хэрэгтэй.)

Авогадрогийн үед түүний таамаг онолын хувьд нотлогдож чадаагүй. Гэхдээ энэ таамаглал нь хийн нэгдлүүдийн молекулуудын найрлагыг туршилтаар тодорхойлж, харьцангуй массыг тодорхойлох энгийн боломжийг олгосон. Ийм үндэслэлийн логикийг олохыг хичээцгээе. Туршилтаар эдгээр хийнээс үүссэн устөрөгч, хүчилтөрөгч, усны уурын хэмжээ 2: 1: 2 харьцаатай байгааг харуулж байна. Энэ баримтаас янз бүрийн дүгнэлт хийж болно. Нэгдүгээрт: устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн молекулууд нь хоёр атомаас (H 2 ба O 2), усны молекул нь гурваас бүрдэх ба дараа нь 2H 2 + O 2 → 2H 2 O тэгшитгэл нь үнэн боловч дараахь дүгнэлт бас боломжтой. Устөрөгчийн молекулууд нь нэг атомт, хүчилтөрөгч ба усны молекулууд нь хоёр атомт байдаг ба дараа нь 2: 1: 2 эзлэхүүний ижил харьцаатай 2H + O 2 → 2HO тэгшитгэл үнэн болно. Эхний тохиолдолд усан дахь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн массын харьцаанаас (1:8) хүчилтөрөгчийн харьцангуй атомын масс 16, хоёр дахь тохиолдолд 8-тай тэнцүү байна. Гэй-Люссакийн бүтээлээс хойш 50 жилийн дараа ч гэсэн зарим эрдэмтэд усны томьёо нь H 2 O биш харин H 2 O байна гэдгийг онцолсоор байсан. Бусад нь зөв томъёог H 2 O 2 гэж үздэг. Үүний дагуу хэд хэдэн хүснэгтэд хүчилтөрөгчийн атомын массыг 8-тай тэнцүү авч үзсэн.

Гэсэн хэдий ч хоёр таамаглалаас зөвийг нь сонгох энгийн арга байсан. Үүнийг хийхийн тулд бусад ижил төстэй туршилтуудын үр дүнд дүн шинжилгээ хийх шаардлагатай байв. Тиймээс устөрөгч ба хлорын тэнцүү эзэлхүүн нь устөрөгчийн хлоридын хэмжээг хоёр дахин их хэмжээгээр өгдөг. Энэ баримт нь устөрөгч нь моноатом байх боломжийг нэн даруй үгүйсгэв: H + Cl → HCl, H + Cl 2 → HCl 2 гэх мэт урвалууд нь HCl-ийн давхар эзэлхүүнийг үүсгэдэггүй. Тиймээс устөрөгчийн молекулууд (мөн хлор) нь хоёр атомаас бүрддэг. Гэвч хэрэв устөрөгчийн молекулууд хоёр атомт байдаг бол хүчилтөрөгчийн молекулууд мөн хоёр атомт, усны молекулууд нь гурван атомтай, түүний томьёо нь H 2 O юм. Олон арван жилийн турш ийм энгийн аргументууд зарим химичийг Авогадрогийн онолын үнэн зөв гэдэгт итгүүлж чадаагүй нь гайхмаар юм. Энэ нь хэдэн арван жилийн турш бараг анзаарагдаагүй байв.

Энэ нь тухайн үед химийн урвалын томъёо, тэгшитгэлийн энгийн бөгөөд тодорхой тэмдэглэгээ байхгүй байсантай холбоотой юм. Гэхдээ гол зүйл бол Авогадрогийн онолыг эсэргүүцэгч нь дэлхийн химичүүдийн дунд маргаангүй эрх мэдэлтэй Шведийн нэрт химич Йенс Якоб Берзелиус байсан юм. Түүний онолоор бол бүх атомууд цахилгаан цэнэгтэй ба молекулууд нь бие биенээ татдаг эсрэг цэнэгтэй атомуудаас бүрддэг. Хүчилтөрөгчийн атомууд хүчтэй сөрөг цэнэгтэй, устөрөгчийн атомууд эерэг цэнэгтэй гэж үздэг байсан. Энэ онолын үүднээс авч үзвэл ижил цэнэгтэй хоёр атомаас бүрдэх хүчилтөрөгчийн молекулыг төсөөлөхийн аргагүй байсан! Гэхдээ хүчилтөрөгчийн молекулууд нь нэг атомтай бол хүчилтөрөгчийн азоттой урвалд ороход: N + O → NO эзлэхүүний харьцаа 1: 1: 1 байх ёстой. Энэ нь туршилттай зөрчилдсөн: 1 литр азот, 1 литр хүчилтөрөгч нь 2 литр NO-ийг өгсөн. Үүний үндсэн дээр Берзелиус болон бусад ихэнх химич Авогадрогийн таамаглалыг туршилтын өгөгдөлтэй нийцэхгүй гэж үгүйсгэв!

Италийн залуу химич Станислао Канницаро (1826–1910) 1850-иад оны сүүлээр Авогадрогийн таамаглалыг сэргээж, химичүүдэд түүний хүчинтэй гэдэгт итгүүлсэн. Тэрээр хийн элементийн молекулуудын зөв (давхар) томъёог хүлээн зөвшөөрсөн: H 2, O 2, Cl 2, Br 2 гэх мэт. мөн Авогадрогийн таамаглалыг туршилтын бүх өгөгдөлтэй нэгтгэв. "Орчин үеийн атомын онолын тулгын чулуу нь" гэж Канницаро бичжээ, "Авогадрогийн онол юм... Энэ онол нь молекул, атомын тухай үндсэн санааг тайлбарлах, сүүлийнхийг батлах хамгийн логик эхлэлийн цэг юм... Эхэндээ. физик баримтууд Авогадро ба Амперын онолтой зөрчилдсөн мэт санагдсан тул үүнийг орхиж, удалгүй мартав; Гэвч дараа нь химич нар судалгааныхаа логикийн дагуу, шинжлэх ухааны аяндаа хувьслын үр дүнд тэдний хувьд үл анзаарагдам нэг онол руу хөтөлсөн ... Эргэн тойрон дахь шинжлэх ухааны удаан бөгөөд ухамсаргүй эргэлдэж буйг хэн олж харахгүй байна вэ? Зорилгодоо хүрэхийн тулд Авогадро ба Амперын онолыг дэмжсэн шийдвэрлэх нотолгоо юу? Өөр өөр, бүр эсрэг тэсрэг байр сууринаас гарч ирсэн онол, туршлагаар батлагдсан олон баримтыг урьдчилан харах боломжтой болгосон онол бол шинжлэх ухааны энгийн шинэ бүтээлээс илүү зүйл байх ёстой. Энэ нь үнэн байх ёстой."

Д.И.Менделеев тэр үеийн халуун хэлэлцүүлгийн талаар: “50-иад онд зарим нь O = 8, бусад нь O = 16, хэрэв H = 1 бол. Эхнийх нь ус HO, устөрөгчийн хэт исэл HO 2, одоогийнх шиг. , ус H 2 O, устөрөгчийн хэт исэл H 2 O 2 эсвэл H O. Төөрөгдөл, төөрөгдөл ноёрхов. 1860 онд Карлсруэ хотод дэлхийн өнцөг булан бүрээс химич нар цугларч, конгресс дээр тохиролцоонд хүрч, нэгдмэл байдалд хүрчээ. Энэ их хуралд оролцсоныхоо хувьд хэр их санал зөрөлдөөнтэй байсныг, болзолт гэрээг шинжлэх ухааны нэрт зүтгэлтнүүд хэрхэн дээд зэргээр хамгаалж байсныг, тэр үед Италийн профессор Канницаро тэргүүтэй Жерардын дагалдагчид хэрхэн тэмцэж байсныг сайн санаж байна. Авогадрогийн хуулийн үр дагавар."

Авогадрогийн таамаглалыг нийтээр хүлээн зөвшөөрсний дараа эрдэмтэд хийн нэгдлүүдийн молекулуудын найрлагыг зөв тодорхойлохоос гадна атомын болон молекулын массыг тооцоолох боломжтой болсон. Энэхүү мэдлэг нь химийн урвал дахь урвалжуудын массын харьцааг хялбархан тооцоолоход тусалсан. Ийм харилцаа нь маш тохиромжтой байсан: бодисын массыг граммаар хэмжсэнээр эрдэмтэд молекулуудтай ажилладаг мэт байв. Харьцангуй молекулын масстай тоогоор тэнцүү боловч граммаар илэрхийлэгдсэн бодисын хэмжээг грамм молекул буюу моль гэж нэрлэдэг ("мэнгэ" гэдэг үгийг 20-р зууны эхээр Германы физикийн химич Нобелийн шагналт Вильгельм Оствальд зохиосон. (1853–1932); энэ нь "молекул" гэсэн үгтэй ижил язгуурыг агуулдаг бөгөөд латин мэнгэнээс гаралтай - бөөнөөр, жижигрүүлсэн дагавартай масс). Хийн төлөвт байгаа нэг моль бодисын эзэлхүүнийг мөн хэмжсэн: хэвийн нөхцөлд (жишээлбэл, 1 атм = 1.013 10 5 Па даралт ба 0 ° C температурт) энэ нь 22.4 литртэй тэнцүү байна (хэрэв хамгийн тохиромжтой хий). Нэг моль дахь молекулын тоог Авогадро тогтмол гэж нэрлэж эхэлсэн (энэ нь ихэвчлэн тэмдэглэгдсэн байдаг) Н A). Мэнгэний энэ тодорхойлолт бараг зуун жил үргэлжилсэн.

Одоогийн байдлаар мэнгэ нь өөр өөрөөр тодорхойлогддог: энэ нь 0.012 кг нүүрстөрөгч-12-д агуулагдах ижил тооны бүтцийн элемент (эдгээр нь атом, молекул, ион эсвэл бусад тоосонцор байж болно) агуулсан бодисын хэмжээ юм. 1971 онд Жин хэмжүүрийн 14-р Ерөнхий бага хурлын шийдвэрээр мэнгэ нь Олон улсын нэгжийн системд (SI) 7-р суурь нэгж болгон нэвтрүүлсэн.

Атом, молекулууд нь маш жижиг бөгөөд хэн ч үүнийг хэзээ ч харж байгаагүй тул Авогадрогийн тогтмол нь маш том байх ёстой нь Канницарогийн үед ч тодорхой байсан. Цаг хугацаа өнгөрөхөд тэд молекулуудын хэмжээ, үнэ цэнийг тодорхойлж сурсан Н A - эхлээд маш бүдүүлэг, дараа нь илүү нарийвчлалтай. Юуны өмнө тэд хоёр хэмжигдэхүүн нь хоорондоо холбоотой гэдгийг ойлгосон: атом, молекул бага байх тусам Авогадрогийн тоо их байх болно. Атомын хэмжээг анх Германы физикч Жозеф Лошмидт (1821-1895) үнэлжээ. Хийн молекул кинетик онол, тэдгээрийн ууршилтын явцад шингэний хэмжээ ихсэх туршилтын өгөгдөлд үндэслэн 1865 онд азотын молекулын диаметрийг тооцоолжээ. Тэрээр 0.969 нм (1 нанометр нь метрийн тэрбумын нэг юм) буюу Лошмидтийн бичсэнээр "агаарын молекулын диаметр нь миллиметрийн саяны нэгтэй тэнцэх дугуйрсан байна" гэж гаргажээ. Энэ нь орчин үеийн үнэ цэнээс ойролцоогоор гурав дахин их байгаа нь тухайн үеийн сайн үр дүн байв. Мөн онд хэвлэгдсэн Лошмидтын хоёр дахь өгүүлэлд мөн 1 см 3 хийд ногдох молекулын тоог өгсөн бөгөөд үүнийг Loschmidt тогтмол гэж нэрлэжээ ( Н L). Үүнээс үнэ цэнийг нь олж авахад хялбар байдаг НА, идеал хийн молийн эзэлхүүнээр үржүүлсэн (22.4 л/моль).

Авогадрогийн тогтмолыг олон аргаар тодорхойлсон. Жишээлбэл, тэнгэрийн цэнхэр өнгөнөөс харахад нарны гэрэл агаарт тархдаг. Рэйлигийн харуулсанчлан гэрлийн тархалтын эрч хүч нь нэгж эзэлхүүн дэх агаарын молекулуудын тооноос хамаардаг. Нарны шууд тусгал ба хөх тэнгэрээс тархсан гэрлийн эрчмийн харьцааг хэмжих замаар Авогадрогийн тогтмолыг тодорхойлж болно. Ийм хэмжилтийг анх удаа Италийн математикч, улс төрийн нэрт зүтгэлтэн Кинтино Селла (1827-1884) Швейцарийн өмнөд хэсэгт орших Монте Роза уулын оройд (4634 м) хийжээ. Эдгээр болон үүнтэй төстэй хэмжилтийн үндсэн дээр хийсэн тооцоолол нь 1 моль нь ойролцоогоор 6·10 23 ширхэгтэй болохыг харуулсан.

Өөр нэг аргыг Францын эрдэмтэн Жан Перрин (1870-1942) ашигласан. Микроскопоор тэрээр халуун орны зарим модны шүүсээс гаргаж авсан резинтэй холбоотой жижиг (ойролцоогоор 1 микрон диаметртэй) бөмбөлөг бохь, усанд өлгөөтэй байгааг тоолжээ. Перрин эдгээр бөмбөлгүүдэд хийн молекулуудыг зохицуулдаг хууль үйлчилдэг гэж үзсэн. Энэ тохиолдолд эдгээр бөмбөлгүүдийн "молийн масс" -ийг тодорхойлох боломжтой; Мөн бие даасан бөмбөгний массыг мэдэх (бодит молекулуудын массаас ялгаатай нь үүнийг хэмжих боломжтой) Авогадрогийн тогтмолыг тооцоолоход хялбар байсан. Перрин ойролцоогоор 6.8 10 23-ыг авсан.

Энэ тогтмолын орчин үеийн утга Н A = 6.0221367·10 23.

Авогадрогийн тогтмол нь маш том тул төсөөлөхөд бэрх юм. Жишээлбэл, хөл бөмбөгийн бөмбөгийг томруулсан бол НЭнэ нь эзэлхүүнтэй тул бөмбөрцөг үүнд багтах болно. Хэрэв орвол НХэрэв та бөмбөгний диаметрийг нэмэгдүүлэх юм бол хэдэн зуун тэрбум оддыг агуулсан хамгийн том галактик түүнд багтах болно! Хэрэв та нэг аяга ус далай руу асгаж, энэ ус нь бүх далай, далайд жигд тархах хүртэл түүний ёроолд хүртлээ хүлээх юм бол дэлхийн аль ч хэсэгт нэг аяга ус шүүж аваад өмнө нь байсан хэдэн арван молекул ус гарч ирнэ. тэнд шилэн дотор унах нь гарцаагүй. Нэг мэнгэ долларын дэвсгэрт авбал бүх тивийг 2 километрийн нягт давхаргаар бүрхэнэ...

2. Хийн тухай хууль

Тогтмол температурт хамгийн тохиромжтой хийн даралт ба эзэлхүүний хоорондын хамаарлыг Зураг дээр үзүүлэв. 1.

Хийн дээжийн даралт ба эзэлхүүн нь урвуу хамааралтай, өөрөөр хэлбэл тэдгээрийн бүтээгдэхүүн нь тогтмол утга юм: pV = const. Энэ харилцааг асуудлыг шийдвэрлэхэд илүү тохиромжтой хэлбэрээр бичиж болно.

p1V1 = p2V2 (Бойл-Мариотын хууль).

2 атм (p1) даралтын дор 50 литр хий (V1) 25 литр (V2) эзэлхүүнтэй шахагдсан бол түүний шинэ даралт дараах байдалтай тэнцүү байна гэж төсөөлөөд үз дээ.

З
Идеал хийн шинж чанаруудын температураас хамаарах хамаарлыг Гей-Люссакийн хуулиар тодорхойлно: хийн эзэлхүүн нь түүний үнэмлэхүй температуртай шууд пропорциональ байна (тогтмол массаар: V = kT, k нь пропорциональ коэффициент). Энэ харилцааг ихэвчлэн асуудлыг шийдвэрлэхэд илүү тохиромжтой хэлбэрээр бичдэг.

Жишээлбэл, хэрэв 300К температуртай 100 литр хийг даралтыг өөрчлөхгүйгээр 400К хүртэл халаавал илүү өндөр температурт хийн шинэ эзэлхүүн нь тэнцүү байх болно.

З
pV/T= = const хийн хосолсон хуулийн бичгийг Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл болгон хувиргаж болно.

Энд R нь бүх нийтийн хийн тогтмол, a хийн моль тоо.

У
Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл нь янз бүрийн тооцоолол хийх боломжийг олгодог. Жишээлбэл, та 70 л эзэлхүүнтэй 3 атм даралт, 400 К температурт хийн моль тоог тодорхойлж болно.

Хийн нэгдсэн хуулийн үр дагаврын нэг нь: Ижил температур, даралттай ижил хэмжээтэй өөр өөр хий нь ижил тооны молекулыг агуулна. Энэ бол Авогадрогийн хууль юм.

Авогадрогийн хуулиас бас нэг чухал үр дүн гарч байна: өөр өөр хийн хоёр ижил эзэлхүүний масс (байгалийн хувьд ижил даралт, температурт) нь тэдгээрийн молекул масстай холбоотой байдаг.

м1/м2 = М1/М2 (м1 ба м2 нь хоёр хийн масс);

M1IM2 нь харьцангуй нягтыг илэрхийлдэг.

Авогадрогийн хууль нь зөвхөн идеал хийд хамаарна. Хэвийн нөхцөлд шахахад хэцүү хийг (устөрөгч, гели, азот, неон, аргон) тохиромжтой гэж үзэж болно. Нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV), аммиак, хүхрийн исэл (IV) -ийн хувьд хэвийн нөхцөлд аль хэдийн идеалаас хазайх нь ажиглагдаж, даралт нэмэгдэж, температур буурах тусам нэмэгддэг.

3. Авогадрогийн хуулийн үр дагавар

4.Авогадрогийн хуулийн асуудлууд

Асуудал 1

25 ° C, 99.3 кПа (745 мм м.у.б) даралттай үед тодорхой хий нь 152 см3 эзэлхүүнийг эзэлдэг. 0°С, 101.33 кПа даралттай ижил хий ямар эзэлхүүнийг эзлэхийг олоорой?

Шийдэл

Асуудлын өгөгдлийг (*) тэгшитгэлд орлуулснаар бид дараахь зүйлийг авна.

Vo = PVTo / TPo = 99.3*152*273 / 101.33*298 = 136.5 см3.

Асуудал 2

Нэг CO2 молекулын массыг граммаар илэрхийл.

Шийдэл

CO2-ийн молекул жин нь 44.0 аму. Тиймээс CO2-ийн молийн масс 44.0 г/моль байна. 1 моль CO2 нь 6.02*1023 молекул агуулдаг. Эндээс бид нэг молекулын массыг олно: m = 44.0 / 6.02-1023 = 7.31 * 10-23 г.

Даалгавар 3

5.25 г жинтэй азотын 26 ° C температурт, 98.9 кПа (742 мм м.у.б) даралттай байх эзэлхүүнийг тодорхойл.

Шийдэл

5.25 г-д агуулагдах N2-ийн хэмжээг тодорхойлно уу: 5.25 / 28 = 0.1875 моль,

V, = 0.1875*22.4 = 4.20 дм3. Дараа нь бид үүссэн эзлэхүүнийг асуудалд заасан нөхцөл байдалд хүргэнэ: V = PoVoT / PTo = 101.3 * 4.20 * 299 / 98.9 * 273 = 4.71 дм3.

Асуудал 4

Нүүрстөрөгчийн дутуу исэл ("нүүрстөрөгчийн дутуу исэл") нь аюултай агаар бохирдуулагч юм. Цусан дахь гемоглобины хүчилтөрөгч тээвэрлэх чадварыг бууруулж, зүрх судасны тогтолцооны өвчин үүсгэх, тархины үйл ажиллагааг бууруулдаг. Байгалийн түлш бүрэн шатаагүйгээс болж дэлхий дээр жилд 500 сая тонн СО-ын хий үүсдэг. Энэ шалтгааны улмаас дэлхий дээр үүссэн нүүрстөрөгчийн дутуу исэл ямар эзэлхүүнийг (хэвийн нөхцөлд) эзлэхийг тодорхойл.

Шийдэл

Асуудлын нөхцөлийг томъёогоор бичье.

m(CO) = 500 сая тонн = 5. 1014 гр

M(CO) = 28 г/моль

VM = 22.4 л/моль (н.м.)

V(CO) =? (За.)

Асуудлыг шийдэхийн тулд бодисын хэмжээ, масс ба молийн масстай холбоотой тэгшитгэлийг ашигладаг.

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

түүнчлэн хийн бодисын хэмжээ, түүний хэмжээ, молийн хэмжээ:

V (CO) / VM = n (CO)

Иймээс: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM, иймээс:

V(CO) = (VM . m(CO)) / M(CO) = (22.4 . 5 . 1014) / 28

[(л/моль) . g / (г/моль)] = 4 . 1014 л = 4. 1011 м3 = 400 км3

Асуудал 5

Амьсгалахад шаардлагатай хийн хэсэг эзэлдэг эзэлхүүнийг (тэгээр) тооцоолно, хэрэв энэ хэсэг нь 2.69 . Энэ хийн 1022 молекул. Энэ ямар хий вэ?

Шийдэл.

Амьсгалахад шаардлагатай хий бол мэдээж хүчилтөрөгч юм. Асуудлыг шийдэхийн тулд эхлээд түүний нөхцөлийг томъёогоор бичнэ.

N(O2) = 2.69. 1022 (молекулууд)

VM = 22.4 л/моль (н.м.)

NA = 6.02. 1023 моль--1

V(O2) =? (За.)

Асуудлыг шийдэхийн тулд n(O2) бодисын өгөгдсөн хэсэг дэх бөөмсийн тоо N(O2) ба Авогадрогийн NA тоотой холбоотой тэгшитгэлийг ашиглана.

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

түүнчлэн хийн бодисын хэмжээ, хэмжээ, молийн эзэлхүүн (n.s.):

n(O2) = V(O2) / VM

Эндээс: V(O2) = VM. n(O2) = (VM . N(O2)) / NA = (22.4 . 2.69 . 1022) : (6.02 . 1023) [(л/моль) : моль--1] = 1, 0 л

Хариулах. Нөхцөлд заасан молекулуудын тоог агуулсан хүчилтөрөгчийн нэг хэсэг нь 1-р байрыг эзэлдэг. хэмжээ 1 л.

Асуудал 6

Хэвийн нөхцөлд 1 литр эзэлхүүнтэй нүүрстөрөгчийн давхар исэл нь 1.977 г масстай (хэвийн нөхцөлд) энэ хийн моль ямар хэмжээтэй байх вэ? Хариултаа тайлбарлана уу.

Шийдэл

Молийн масс M (CO2) = 44 г / моль, дараа нь моль 44 / 1.977 = 22.12 (л). Энэ утга нь хамгийн тохиромжтой хий (22.4 л) -аас бага байна. Эзлэхүүн буурах нь CO2 молекулуудын харилцан үйлчлэл нэмэгдэж, өөрөөр хэлбэл идеалаас хазайсантай холбоотой юм.

Асуудал 7

10 см3 эзэлхүүнтэй битүүмжилсэн ампуланд байрлах 0.01 г жинтэй хийн хлорыг 0-ээс 273оС хүртэл халаана. 0oС ба 273оС-т хлорын анхны даралт ямар байх вэ?

Шийдэл

Mr(Cl2) =70.9; иймээс 0.01 г хлор нь 1.4 10-4 мольтой тохирч байна. Ампулын хэмжээ 0.01 л байна. Менделеев-Клапейроны pV=vRT тэгшитгэлийг ашиглан хлорын анхны даралтыг (p1) 0oС-д олно.

үүнтэй адилаар бид хлорын даралтыг (p2) 273оС-д олно: p2 = 0.62 атм.

Даалгавар 8

15оС температур, 790 мм м.у.б даралттай үед 10 г нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) эзэлдэг эзлэхүүн хэд вэ? Урлаг.?

Шийдэл

Асуудал 8

Галын хий буюу CH 4 метан бол уурхайчдын хувьд жинхэнэ гамшиг юм. Уурхайд дэлбэрэлт нь асар их сүйрэл, хүний ​​амь нас хохироход хүргэдэг. Г.Дэви аюулгүй уурхайчны гэрлийг зохион бүтээжээ. Үүний дотор дөл нь зэс тороор хүрээлэгдсэн байсан бөгөөд түүний хэмжээнээс хэтрээгүй тул метан нь гал асаах температур хүртэл халсангүй. Firedamp-ийн ялалтыг Г.Дэви иргэний эр зориг гэж үздэг.
Хэрэв метан бодисын хэмжээ нь үгүй. 23.88 мольтой тэнцүү бол энэ хийн эзэлхүүнийг литрээр тооцвол хэд вэ?

Шийдэл

V = 23.88 моль * 22.4 л/моль = 534.91 л

Асуудал 9

Шүдэнз асааж үзсэн хүн хүхрийн давхар ислийн SO2 үнэрийг мэддэг. Энэ хий нь усанд маш сайн уусдаг: 42 литр хүхрийн давхар ислийг 1 литр усанд уусгаж болно. 10 литр усанд уусгах хүхрийн давхар ислийн массыг тодорхойл.

Шийдэл

ν = V/V м V=ν * V м м = ν * М

42 л SO 2 нь 1 л усанд уусдаг

x l SO 2 - 10 л усанд

x = 42* 10/1 = 420 л

ν = 420 л/ 22.4 л/моль = 18.75 моль

м = 18.75 моль * 64 г / моль = 1200 гр

Асуудал 10

Нэг цагийн дотор насанд хүрсэн хүн ойролцоогоор 40 г нүүрстөрөгчийн давхар ислийг гадагшлуулдаг. Энэ хийн өгөгдсөн массын эзлэхүүнийг (no.s.) тодорхойл.

Шийдэл

m = ν * M ν = м/М V=ν * V м

ν(CO 2) = 40 г / 44 г / моль = 0.91 моль

V(CO 2) =0,91 моль * 22,4 л/моль = 20,38 л

Дүгнэлт

Молекулын онолыг үндэслэгчдийн нэг болох Авогадрогийн гавьяа тэр цагаас хойш бүх нийтээр хүлээн зөвшөөрөгдсөн. Авогадрогийн логик нь өө сэвгүй болсон бөгөөд үүнийг хожим Ж.Максвелл хийн кинетик онол дээр үндэслэсэн тооцоогоор баталсан; дараа нь туршилтын баталгааг олж авсан (жишээлбэл, Брауны хөдөлгөөнийг судалсны үндсэн дээр), мөн хий тус бүрт хэдэн ширхэг тоосонцор агуулагдаж байгааг олж мэдсэн. Энэхүү тогтмол буюу 6.022 1023-ыг Авогадрогийн тоо гэж нэрлэж, гүн гүнзгий судлаачийн нэрийг мөнхөлжээ.

Ном зүй

Butskus P.F. Органик химийн тухай ном унших. 10-р ангийн сурагчдад зориулсан гарын авлага / comp. Butskus P.F. - 2 дахь. ed., шинэчилсэн. - М.: Боловсрол, 1985.

Быков Г.В. Амедео Авогадро: Амьдрал ба ажлын тойм. М.: Наука, 1983 он

Глинка Н.Л. ерөнхий хими. Уч. их дээд сургуулиудад зориулсан гарын авлага. - Л.: Хими, 1983.

Крисман В.А. Роберт Бойл, Жон Далтон, Амедео Авогадро. Химийн молекулын шинжлэх ухааныг бүтээгчид. М., 1976

Кузнецов В.И. Ерөнхий хими. Хөгжлийн чиг хандлага. – М .: Дээд сургууль.

Макаров К.А. Хими ба эрүүл мэнд.Гэгээрэл, 1985 он.

Марио Лиузци. Физикийн түүх. М., 1970

Санал асуулгад оролцогч З. Гурав дахь мянганы замд хими. Герман хэлнээс орчуулга / орчуулга ба оршил Vasina N.A. - М.: Мир, 1982.

Судалгааны үр дүнг урьдчилан таамаглах, хэв маягийг урьдчилан таамаглах, нийтлэг гарал үүслийг мэдрэх - энэ бүхэн олон тооны туршилт, эрдэмтдийн бүтээлч байдлыг илтгэнэ. Ихэнх тохиолдолд урьдчилсан мэдээ нь зөвхөн судлаачийн ажил эрхлэлтийн салбарт хамаарна. Мөн цөөхөн хүн цаг хугацаанаасаа өмнө урт хугацааны урьдчилсан таамаглал хийх зоригтой байдаг. Италийн Амедео Авогадро хангалттай зоригтой байсан. Тийм ч учраас энэ эрдэмтэн одоо дэлхий даяар алдартай болсон. Авогадрогийн хуулийг дэлхий дээрх бүх химич, физикчид ашигладаг хэвээр байна. Энэ нийтлэлд бид энэ болон түүний зохиогчийн талаар дэлгэрэнгүй ярих болно.

Хүүхэд нас, сурлага

Амедео Авогадро 1776 онд Турин хотод төрсөн. Түүний аав Филипп шүүхийн хэлтэст бичиг хэргийн ажилтан хийдэг байжээ. Гэр бүлд нийтдээ найман хүүхэд байсан. Амедеогийн өвөг дээдсүүд бүгд Католик сүмд хуульчаар ажиллаж байжээ. Залуу ч бас уламжлалаасаа гажсангүй, хууль зүйн чиглэлээр хичээллэжээ. Хорин настайдаа тэрээр аль хэдийн докторын зэрэг хамгаалсан.

Цаг хугацаа өнгөрөхөд хуулийн практик Амедеог сонирхохоо больсон. Залуугийн сонирхол өөр газар байсан. Залуу насандаа тэрээр туршилтын физик, геометрийн сургуульд сурч байсан. Тэр үед ирээдүйн эрдэмтэнд шинжлэх ухааны хайр сэрж байв. Мэдлэгийн хомсдолын улмаас Авогадро бие даан боловсрол эзэмшиж эхлэв. Амедео 25 настайдаа бүх чөлөөт цагаа математик, физикийн хичээлд зориулжээ.

Шинжлэх ухааны үйл ажиллагаа

Эхний шатанд Амедеогийн шинжлэх ухааны үйл ажиллагаа нь цахилгаан үзэгдлийг судлахад зориулагдсан байв. 1800 онд Волт цахилгаан гүйдлийн эх үүсвэрийг нээсний дараа Авогадрогийн сонирхол улам бүр нэмэгдэв. Залуу эрдэмтдийн хувьд Вольта, Галвани хоёрын цахилгааны мөн чанарын тухай яриа хэлэлцээ нь тийм ч сонирхолтой биш байв. Тэгээд ер нь тэр үед энэ салбар шинжлэх ухаанд дэвшилттэй байсан.

1803, 1804 онд Авогадро ах Фелисийн хамт Турины академийн эрдэмтдэд цахилгаан химийн болон цахилгаан үзэгдлийн онолыг илчилсэн хоёр бүтээлээ толилуулжээ. 1804 онд Амедео энэ академийн корреспондент гишүүн болжээ.

1806 онд Авогадро Турин лицейд багшаар ажилд орсон. Гурван жилийн дараа эрдэмтэн Верчелли лицейд нүүж, арван жил математик, физикийн хичээл заажээ. Энэ хугацаанд Амедео шинжлэх ухааны ном зохиол их уншиж, номноос хэрэгтэй ишлэлүүдийг хийжээ. Тэр тэднийг амьдралынхаа эцэс хүртэл удирдсан. Тус бүр нь 700 хуудас бүхий 75 боть хуримтлагдсан байна. Эдгээр номын агуулга нь эрдэмтний сонирхлын олон талт байдал, түүний хийсэн асар их ажлын тухай өгүүлдэг.

Хувийн амьдрал

Амедео гэр бүлийн амьдралаа нэлээд оройтож, нас нь аль хэдийн гурав дахь арван жилээ давсан үед зохицуулжээ. Верчеллид ажиллаж байхдаа тэрээр эрдэмтэнээс хамаагүй залуу Анна ди Жузеппетэй танилцжээ. Энэ гэрлэлтээс найман хүүхэд төрүүлсэн. Тэдний хэн нь ч аавынхаа мөрөөр явсангүй.

Авогадрогийн хууль ба түүний үр дагавар

1808 онд Гей-Люссак (Гумбольдттой хамтран) эзэлхүүний харилцааны зарчмыг томъёолжээ. Энэ хуулиар урвалд орж буй хийн эзэлхүүний хоорондын хамаарлыг энгийн тоогоор илэрхийлж болно гэж заасан. Жишээлбэл, 1 эзэлхүүнтэй хлор нь 1 эзэлхүүнтэй устөрөгчтэй нийлж, 2 боть хлорид устөрөгчийг өгдөг. Гэхдээ энэ хууль юу ч өгөөгүй, учир нь нэгдүгээрт, корпускул, молекул, атом гэсэн ойлголтуудын хооронд тодорхой ялгаа байхгүй байсан, хоёрдугаарт, эрдэмтэд янз бүрийн хийн хэсгүүдийн найрлагын талаар өөр өөр үзэл бодолтой байсан.

1811 онд Амедео Гей-Люссакийн судалгааны үр дүнд нарийн дүн шинжилгээ хийж эхлэв. Үүний үр дүнд Авогадро эзэлхүүний харилцааны хууль нь хийн молекулын бүтцийг ойлгох боломжийг бидэнд олгодог гэдгийг ойлгосон. Түүний дэвшүүлсэн таамаглал нь: "Ижил эзэлхүүн дэх аливаа хийн молекулын тоо үргэлж ижил байдаг."

Хуулийн нээлт

Бүтэн гурван жилийн турш эрдэмтэн туршилтаа үргэлжлүүлэв. Үүний үр дүнд Авогадрогийн хууль гарч ирсэн бөгөөд энэ нь иймэрхүү сонсогдож байна: "Ижил температур, даралттай ижил хэмжээний хийн бодисууд ижил тооны молекулуудыг агуулна. Мөн молекулуудын массын хэмжүүрийг янз бүрийн хийн нягтаас тодорхойлж болно." Жишээлбэл, 1 литр хүчилтөрөгч нь 1 литр устөрөгчтэй ижил тооны молекул агуулдаг бол эдгээр хийн нягтын харьцаа нь молекулуудын массын харьцаатай тэнцүү байна. Эрдэмтэн хийд агуулагдах молекулууд дандаа нэг атомаас тогтдоггүй гэдгийг мөн тэмдэглэжээ. Өөр өөр ба ижил атомуудын аль аль нь байгаа нь хүлээн зөвшөөрөгдөхүйц юм.

Харамсалтай нь Авогадрогийн үед энэ хуулийг онолын хувьд баталж чадаагүй юм. Гэхдээ энэ нь туршилтаар хийн молекулуудын найрлагыг тогтоож, массыг нь тодорхойлох боломжийг олгосон. Ийм үндэслэлийн логикийг баримталцгаая. Туршилтын явцад хийнээс гарч буй усны уур, түүнчлэн устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн хэмжээ 2: 1: 2 харьцаатай байгааг олж мэдэв. Энэ баримтаас янз бүрийн дүгнэлт хийж болно. Нэгдүгээрт: усны молекул нь гурван атомаас, устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн молекулууд хоёроос бүрдэнэ. Хоёр дахь дүгнэлт нь бас тохиромжтой: ус ба хүчилтөрөгчийн молекулууд нь хоёр атомт, устөрөгчийн молекулууд нь нэг атомт байдаг.

Таамаглалыг эсэргүүцэгчид

Авогадрогийн хууль олон эсэргүүцэгчидтэй байсан. Энэ нь тухайн үед химийн урвалын тэгшитгэл, томъёоны энгийн бөгөөд тодорхой тэмдэглэгээгүй байсантай холбоотой юм. Гол эсэргүүцэгч нь эргэлзээгүй эрх мэдэлтэй Шведийн химич Йенс Берзелиус байв. Тэрээр бүх атомууд цахилгаан цэнэгтэй, молекулууд нь бие биенээ татдаг эсрэг цэнэгтэй атомуудаас бүрддэг гэж тэр үздэг байв. Тиймээс устөрөгчийн атомууд эерэг цэнэгтэй, хүчилтөрөгчийн атомууд сөрөг цэнэгтэй байв. Энэ үүднээс авч үзвэл ижил цэнэгтэй 2 атомаас бүрдэх хүчилтөрөгчийн молекул ердөө байхгүй. Хэрэв хүчилтөрөгчийн молекулууд нэг атом хэвээр байвал азотын хүчилтөрөгчтэй урвалд ороход эзлэхүүний харьцаа 1: 1: 1 байх ёстой. Энэ мэдэгдэл нь 1 литр хүчилтөрөгч, 1 литр азотоос 2 литр азотын исэл авсан туршилттай зөрчилдөж байна. Ийм учраас Берзелиус болон бусад химич нар Авогадрогийн хуулийг няцаасан юм. Эцсийн эцэст энэ нь туршилтын өгөгдөлтэй огт тохирохгүй байв.

Хуулийн сэргэлт

19-р зууны жараад он хүртэл химийн шинжлэх ухаанд дур зоргоороо харьцдаг байсан. Түүнээс гадна энэ нь молекулын массын үнэлгээ, химийн урвалын тайлбарыг хамарсан. Нийлмэл бодисын атомын найрлагын талаар ерөнхийдөө олон буруу ойлголт байсан. Зарим эрдэмтэд молекулын онолоо орхихоор ч төлөвлөж байсан. Зөвхөн 1858 онд Италийн химич Каннизаро Бертоллет, Ампер хоёрын захидалд Авогадрогийн хууль ба түүнээс гарах үр дагаврыг олсон байна. Энэ нь тухайн үеийн химийн будлиантай дүр зургийг эмх цэгцтэй болгосон. Хоёр жилийн дараа Каннизаро олон улсын химийн конгресс дээр Карлсруэ хотод Авогадрогийн хуулийн талаар ярьжээ. Түүний илтгэл эрдэмтдэд мартагдашгүй сэтгэгдэл төрүүлэв. Тэдний нэг нь гэрэл харсан юм шиг, бүх эргэлзээ арилж, хариуд нь өөртөө итгэх итгэл төрсөн гэж хэлэв.

Авогадрогийн хуулийг хүлээн зөвшөөрсний дараа эрдэмтэд хийн молекулуудын найрлагыг тодорхойлохоос гадна атомын болон молекулын массыг тооцоолж чадсан. Энэхүү мэдлэг нь янз бүрийн химийн урвал дахь урвалжуудын массын харьцааг тооцоолоход тусалсан. Мөн энэ нь маш тохиромжтой байсан. Массыг граммаар хэмжсэнээр судлаачид молекулуудыг удирдаж чаддаг байв.

Дүгнэлт

Авогадрогийн хуулийг нээснээс хойш багагүй хугацаа өнгөрсөн ч молекулын онолыг үндэслэгчийн тухай хэн ч мартаагүй. Эрдэмтний логик нь өө сэвгүй байсан бөгөөд хожим нь хийн кинетик онол дээр суурилсан Ж.Максвелийн тооцоо, дараа нь туршилтын судалгаагаар (Брауны хөдөлгөөн) батлагдсан. Мөн хий тус бүрт хэдэн ширхэг тоосонцор агуулагдаж байгааг тогтоосон. Энэхүү тогтмол буюу 6.022.1023-ыг Авогадрогийн тоо гэж нэрлэж, ухаантай Амедеогийн нэрийг мөнхөлжээ.

1.Хими бол байгалийн шинжлэх ухааны нэг хэсэг юм. Химийн процессууд. Химийн нэгдлүүдийн төрлүүд. Химийн нэршил. Дунд, хүчиллэг, үндсэн давсны нэршил.

Хими бол байгалийн шинжлэх ухааны нэг хэсэг юм.

Хими бол бодисын тухай шинжлэх ухаан юм. Энэ нь бодисын дотоод бүтэц, харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын электрон бүтцэд өөрчлөлт дагалддаг бодис, тэдгээрийн хувирлыг судалдаг боловч цөмийн бүтэц, бүтцэд нөлөөлдөггүй.

7,000,000 орчим химийн нэгдлүүд мэдэгдэж байгаагийн 400,000 нь органик бус байдаг.

Хими бол үндсэн хичээлүүдийн нэг юм. Энэ нь байгалийн шинжлэх ухаан, байгалийн шинжлэх ухааны нэг хэсэг юм. Энэ нь физик, анагаах ухаан, биологи, экологи гэх мэт бусад олон шинжлэх ухаантай холбоотой.

Химийн процессууд.

Химийн нэгдлүүдийн төрлүүд.

Химийн нэршил.

Одоогийн байдлаар химийн элементүүдийг нэрлэхэд өчүүхэн, оновчтой нэршлийг ашигладаг бөгөөд сүүлийнх нь орос, хагас системчилсэн (олон улсын) болон системчилсэн гэж хуваагддаг.

IN өчүүхэнНэршил нь химийн бодисын түүхэнд тогтсон зохих нэрийг ашигладаг. Тэд химийн нэгдлүүдийн найрлагыг тусгадаггүй. Ийм нэрийг ашиглах нь ихэвчлэн уламжлалд хүндэтгэл үзүүлдэг. Жишээ нь: CaO – шохой, N2O – инээх хий.

ОХУ-ын нэршлийн хүрээнд химийн нэгдлүүдийг нэрлэхэд орос нэрсийн язгуурыг ашигладаг бөгөөд хагас системчилсэн нэршилд латин язгуурыг ашигладаг. Химийн нэгдлүүдийн томъёог унших нь баруунаас зүүн тийш эхэлдэг. Оросын болон хагас системчилсэн нэршил нь химийн нэгдлүүдийн найрлагыг бүрэн тусгасан байдаг. Жишээ нь: CaO – кальцийн исэл (кальцийн исэл), N2O – азотын хагас исэл (азотын исэл I).

Олон улсын цэвэр болон хэрэглээний химийн холбоо нэрсийг нэгтгэх, хялбаршуулах зорилгоор химийн нэгдлүүдийг бий болгох өөр системийг санал болгов. Эдгээр дүрмийн дагуу эдгээр бодисыг зүүнээс баруун тийш нэрлэх ёстой. Жишээ нь: CaO – кальцийн исэл, N2O – динитрогений исэл.

Одоогийн байдлаар хамгийн түгээмэл хэрэглэгддэг нь орос хэл, хагас системчилсэн нэршил юм.

Дунд, хүчиллэг, үндсэн давсны нэршил.

Химийн найрлагаар нь давсыг дунд, хүчиллэг, үндсэн давс гэж ангилдаг. Мөн давхар, холимог, нийлмэл давс байдаг. Ихэнх давс нь усанд уусах чадвараас үл хамааран хүчтэй электролит юм.

Ердийн давс.