Nishani është sasia e substancës që përmban të njëjtën sasi elementet strukturore, sa atome përmban 12 g 12 C dhe elementet strukturore janë zakonisht atome, molekula, jone etj. Masa e 1 molit të një lënde, e shprehur në gram, numerikisht është e barabartë me molin e saj. masë. Kështu, 1 mol natrium ka një masë prej 22,9898 g dhe përmban 6,02·10 23 atome; 1 nishan i CAF 2 të kalciumit Caf 2 ka një masë prej (40.08 + 2 18.998) = 78.076 g dhe përmban 6.02 10 23 molekula, siç bën 1 mol i tetraklorurit të karbonit CCL 4, masa e së cilës është (12.011 + 4 35.453) = 153.8233 g, etj.
Ligji i Avogadros.
Në agimin e zhvillimit teoria atomike(1811) A. Avogadro parashtroi një hipotezë sipas së cilës në të njëjtën temperaturë dhe presion në vëllime të barabarta gazet ideale të përmbajtura të njëjtin numër molekulat. Më vonë u tregua se kjo hipotezë është një pasojë e domosdoshme teoria kinetike, dhe tani njihet si ligji i Avogadros. Mund të formulohet si më poshtë: një mol i çdo gazi në të njëjtën temperaturë dhe presion zë të njëjtin vëllim, në temperaturë dhe presion standard (0 ° C, 1.01×10 5 Pa) të barabartë me 22.41383 litra. Kjo sasi njihet si vëllimi molar i një gazi.
Vetë Avogadro nuk e vlerësoi numrin e molekulave në një vëllim të caktuar, por ai e kuptoi se kjo ishte shumë vlerë të madhe. Përpjekja e parë për të gjetur numrin e molekulave që zënë një vëllim të caktuar u bë në 1865 nga J. Loschmidt; u konstatua se në 1 cm 3 gaz ideal në kushte normale (standarde) përmban 2,68675Х10 19 molekula. Pas emrit të këtij shkencëtari, vlera e treguar u quajt numri Loschmidt (ose konstante). Që atëherë është zhvilluar numër i madh metoda të pavarura për përcaktimin e numrit të Avogadros. Marrëveshja e shkëlqyer midis vlerave të marra është dëshmi bindëse e ekzistencës reale të molekulave.
Metoda Loschmidt
është vetëm me interes historik. Ai bazohet në supozimin se gazi i lëngshëm përbëhet nga molekula sferike të mbushura ngushtë. Duke matur vëllimin e lëngut që u formua nga një vëllim i caktuar gazi dhe duke ditur përafërsisht vëllimin e molekulave të gazit (ky vëllim mund të përfaqësohet në bazë të disa vetive të gazit, për shembull, viskoziteti), Loschmidt mori një vlerësim të Avogadro-s numri ~ 10 22.
Përcaktimi i bazuar në matjen e ngarkesës së një elektroni.
Një njësi e sasisë së energjisë elektrike e njohur si numri Faraday F, është ngarkesa e bartur nga një mol elektrone, d.m.th. F = Ne, Ku e- ngarkesa elektronike, N- numri i elektroneve në 1 mol elektrone (d.m.th. numri i Avogadros). Numri i Faradeit mund të përcaktohet duke matur sasinë e energjisë elektrike të nevojshme për të tretur ose precipituar 1 mol argjendi. Matjet e kujdesshme të kryera nga Byroja Kombëtare e Standardeve të SHBA-së dhanë vlerën F= 96490.0 C, dhe ngarkesa e elektronit, e matur metoda të ndryshme(në veçanti, në eksperimentet e R. Millikan), është e barabartë me 1,602×10 –19 C. Nga këtu mund të gjeni N. Kjo metodë e përcaktimit të numrit të Avogadro duket të jetë një nga më të saktat.
Eksperimentet e Perrin.
Bazuar në teorinë kinetike, u mor një shprehje që përfshin numrin e Avogadro-s që përshkruan uljen e densitetit të një gazi (për shembull, ajrit) me lartësinë e kolonës së këtij gazi. Nëse do të ishte e mundur të llogaritet numri i molekulave në 1 cm 3 gaz në dy lartësi të ndryshme, atëherë, duke përdorur nga shprehja e specifikuar, ne mund të gjenim N. Fatkeqësisht, kjo është e pamundur të bëhet sepse molekulat janë të padukshme. Mirëpo, në vitin 1910 J. Perrin tregoi se shprehja e përmendur vlen edhe për pezullimet grimcat koloidale, të cilat janë të dukshme nën mikroskop. Numërimi i numrit të grimcave të vendosura në lartësi të ndryshme në kolonën e pezullimit dha numrin e Avogadros 6,82×10 23 . Nga një seri tjetër eksperimentesh në të cilat zhvendosja e rrënjës-mesatare-katrore e grimcave koloidale si rezultat i tyre Lëvizja Browniane, Perren mori vlerën N= 6,86Х10 23. Më pas, studiues të tjerë përsëritën disa nga eksperimentet e Perrin dhe morën vlera që janë në përputhje të mirë me ato të pranuara aktualisht. Duhet të theksohet se eksperimentet e Perrin shënuan një pikë kthese në qëndrimin e shkencëtarëve ndaj teorisë atomike të materies - më parë, disa shkencëtarë e konsideronin atë si një hipotezë. W. Ostwald, një kimist i shquar i asaj kohe, e shprehu këtë ndryshim në pikëpamjet në këtë mënyrë: "Korrespondenca e lëvizjes Brownian me kërkesat e hipotezës kinetike... detyroi edhe shkencëtarët më pesimistë të flasin për prova eksperimentale teoria atomike”.
Llogaritjet duke përdorur numrin e Avogadros.
Duke përdorur numrin e Avogadro-s, morëm vlerat e sakta masat e atomeve dhe molekulat e shumë substancave: natrium, 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tetraklorur karboni, 25,54×10 –23 g etj. Mund të tregohet gjithashtu se 1 g natrium duhet të përmbajë afërsisht 3×10 22 atome të këtij elementi.
Shihni gjithashtu
Ligji i Avogadro-s në kimi ndihmon për të llogaritur vëllimin, masën molare, sasinë e substancës së gaztë dhe dendësinë relative të gazit. Hipoteza u formulua nga Amedeo Avogadro në 1811 dhe më vonë u konfirmua eksperimentalisht.
Ligji
Joseph Gay-Lussac ishte i pari që studioi reagimet e gazeve në 1808. Ai formuloi ligjet zgjerim termik gazet dhe raportet vëllimore, të marra nga klorur hidrogjeni dhe amoniak (dy gazra) substancë kristalore- NH 4 Cl (klorur amoniumi). Doli se për ta krijuar atë është e nevojshme të merren të njëjtat vëllime gazesh. Për më tepër, nëse një gaz ishte i tepërt, atëherë pjesa "shtesë" mbeti e papërdorur pas reagimit.
Pak më vonë, Avogadro formuloi përfundimin se në të njëjtat temperatura dhe presion vëllime të barabarta gazrat përmbajnë të njëjtin numër molekulash. Për më tepër, gazrat mund të kenë veti të ndryshme kimike dhe fizike.
Oriz. 1. Amedeo Avogadro.
Ligji i Avogadros ka dy pasoja:
- së pari - një mol gaz në kushte të barabarta zë të njëjtin vëllim;
- e dyta - raporti i masave të vëllimeve të barabarta të dy gazeve është i barabartë me raportin e masave të tyre molare dhe shpreh dendësinë relative të njërit gaz mbi tjetrin (shënohet me D).
Kushtet normale (n.s.) konsiderohen të jenë presioni P=101,3 kPa (1 atm) dhe temperatura T=273 K (0°C). Në kushte normale vëllimi molar i gazeve (vëllimi i një lënde pjesëtuar me sasinë e saj) është 22,4 l/mol, d.m.th. 1 mol gaz (6,02 ∙ 10 23 molekula - numri konstant i Avogadro) zë një vëllim prej 22,4 litrash. Vëllimi molar(V m) - konstante.
Oriz. 2. Kushtet normale.
Zgjidhja e problemeve
Rëndësia kryesore e ligjit është aftësia për të kryer llogaritjet kimike. Bazuar në përfundimin e parë të ligjit, ne mund të llogarisim sasinë e një lënde të gaztë përmes vëllimit duke përdorur formulën:
ku V është vëllimi i gazit, V m është vëllimi molar, n është sasia e substancës e matur në mol.
Përfundimi i dytë nga ligji i Avogadro-s ka të bëjë me llogaritjen e densitetit relativ të gazit (ρ). Dendësia llogaritet duke përdorur formulën m/V. Nëse marrim parasysh 1 mol gaz, formula e densitetit do të duket si kjo:
ρ (gaz) = M/V m,
ku M është masa e një moli, d.m.th. masë molare.
Për të llogaritur dendësinë e një gazi nga një gaz tjetër, është e nevojshme të dihen dendësia e gazrave. Formula e përgjithshme Dendësia relative e gazit është si më poshtë:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
ku ρ(x) është dendësia e një gazi, ρ(y) është dendësia e gazit të dytë.
Nëse e zëvendësoni llogaritjen e densitetit në formulë, ju merrni:
D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m.
Vëllimi molar zvogëlohet dhe mbetet
D (y) x = M(x) / M(y).
Le të shqyrtojmë zbatimin praktik të ligjit duke përdorur shembullin e dy detyrave:
- Sa litra CO 2 do të përftohen nga 6 mol MgCO 3 gjatë zbërthimit të MgCO 3 në oksid magnezi dhe dioksid karboni (n.s.)?
- Me çfarë është e barabartë dendësia relative CO 2 nga hidrogjeni dhe nga ajri?
Le të zgjidhim së pari problemin e parë.
n(MgCO 3) = 6 mol
MgCO 3 = MgO + CO 2
Sasia e karbonatit të magnezit dhe dioksid karboni e njëjta (një molekulë në të njëjtën kohë), pra n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Nga formula n = V/V m mund të llogarisni vëllimin:
V = nV m, d.m.th. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Përgjigje: V(CO 2) = 134,4 l
Zgjidhja e problemit të dytë:
- D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (ajër) CO 2 = M(CO 2) / M (ajër) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Oriz. 3. Formulat për sasinë e substancës sipas vëllimit dhe dendësisë relative.
Formulat e ligjit të Avogadros funksionojnë vetëm substanca të gazta. Ato nuk janë të aplikueshme për lëngjet dhe lëndët e ngurta.
Çfarë kemi mësuar?
Sipas formulimit të ligjit, vëllime të barabarta të gazeve në të njëjtat kushte përmbajnë të njëjtin numër molekulash. Në kushte normale (n.s.) vlera vëllimi molarështë konstante, d.m.th. V m për gazrat është gjithmonë e barabartë me 22,4 l/mol. Nga ligji rrjedh se i njëjti numër molekulash të gazrave të ndryshëm në kushte normale zë të njëjtin vëllim, si dhe dendësia relative e një gazi në tjetrin - raporti i masës molare të një gazi me masën molare të të dytit. gazit.
Test mbi temën
Vlerësimi i raportit
Vlerësimi mesatar: 4. Gjithsej vlerësimet e marra: 261.
U bë një zbulim i vërtetë në kimia teorike dhe kontribuoi në faktin që supozimet hipotetike u shndërruan në zbulime të mëdha në fushën e kimisë së gazit. Supozimet e kimistëve morën prova bindëse në formë formulat matematikore dhe marrëdhënie të thjeshta, dhe rezultatet e eksperimenteve tani bënë të mundur nxjerrjen e përfundimeve me ndikim të gjerë. Përveç kësaj, studiuesi italian konkludoi karakteristikat sasiore numri i grimcave strukturore element kimik. Numri i Avogadro-s më pas u bë një nga konstantet më të rëndësishme në fizika moderne dhe kimisë.
Ligji i marrëdhënieve vëllimore
Nder të jesh pionier reaksionet e gazit i përkasin Gay-Lussac, një shkencëtar francez fundi i XVIII shekulli. Ky studiues i dha botës një ligj të njohur që rregullon të gjitha reagimet që lidhen me zgjerimin e gazeve. Gay-Lussac mati vëllimet e gazeve përpara reaksionit dhe vëllimet që rezultuan ndërveprimi kimik. Si rezultat i eksperimentit, shkencëtari arriti në një përfundim të njohur si ligji i marrëdhënieve të thjeshta vëllimore. Thelbi i tij është se vëllimet e gazeve para dhe pas janë të lidhura me njëri-tjetrin si numra të plotë të vegjël.
Për shembull, kur substancat e gazta ndërveprojnë, që korrespondojnë, për shembull, me një vëllim oksigjeni dhe dy vëllime hidrogjeni, fitohen dy vëllime uji me avull etj.
Ligji i Gay-Lussac është i vlefshëm nëse të gjitha matjet e vëllimit ndodhin në të njëjtët tregues presioni dhe temperatura. Ky ligj doli të ishte shumë i rëndësishëm për fizikanin italian Avogadro. I udhëhequr nga ajo, ai nxori hipotezën e tij, e cila pati pasoja të gjera në kiminë dhe fizikën e gazeve, dhe llogariti numrin e Avogadros.
shkencëtar italian
Ligji i Avogadros
Në 1811, Avogadro arriti të kuptojë se në vëllime të barabarta të gazeve arbitrare në vlera konstante temperatura dhe presioni përmbajnë të njëjtin numër molekulash.
Ky ligj, i quajtur më vonë pas shkencëtarit italian, futi në shkencë idenë e grimcave më të vogla të materies - molekulave. Kimia e ndarë në shkencë empirikeçfarë ishte, dhe shkenca që vepron në kategori sasiore që u bë. Avogadro theksoi veçanërisht pikën që atomet dhe molekulat nuk janë e njëjta gjë, dhe se atomet janë blloqet ndërtuese të të gjitha molekulave.
Ligji Eksploruesi italian na lejoi të arrijmë në përfundimin për numrin e atomeve në molekulat e gazeve të ndryshme. Për shembull, pas përfundimit të ligjit të Avogadro, ai konfirmoi supozimin se molekulat e gazeve si oksigjeni, hidrogjeni, klori, azoti përbëhen nga dy atome. Gjithashtu u bë i mundur vendosja e masave atomike dhe masave molekulare të elementeve të përbërë nga atome të ndryshme.
Masat atomike dhe molekulare
Gjatë llogaritjes së peshës atomike të një elementi, masa e hidrogjenit, si substanca kimike më e lehtë, fillimisht u mor si njësi matëse. Por masat atomike të shumë kimikatet llogariten si raport i përbërjeve të tyre të oksigjenit, domethënë, raporti i oksigjenit dhe hidrogjenit është marrë si 16:1. Kjo formulë ishte disi e papërshtatshme për matje, kështu që masa e izotopit të karbonit, substanca më e zakonshme në tokë, u mor si standard i masës atomike.
Parimi i përcaktimit të masave të substancave të ndryshme të gazta në ekuivalent molekular bazohet në ligjin e Avogadros. Në vitin 1961, u miratua një sistem i unifikuar referimi për sasitë atomike relative, bazuar në një njësi konvencionale të barabartë me 1/12 e masës së një izotopi karboni 12 C. Emri i shkurtuar njësi atomike masë - a.m.u. Sipas kësaj shkalle, masë atomike oksigjeni është 15,999 amu, dhe karboni është 1,0079 amu. Kështu lindi një përkufizim i ri: masa atomike relative është masa e një atomi të një substance, e shprehur në amu.
Masa e një molekule të një lënde
Çdo substancë përbëhet nga molekula. Masa e një molekule të tillë shprehet në amu, kjo vlerë është e barabartë me shumën e të gjitha atomeve që përbëjnë përbërjen e saj. Për shembull, një molekulë hidrogjeni ka një masë prej 2,0158 amu, domethënë 1,0079 x 2, dhe masa molekulare e ujit mund të llogaritet nga formula kimike H 2 O. Dy atome hidrogjeni dhe një atom i vetëm oksigjeni mblidhen deri në 18,0152 amu.
Vlera e masës atomike për secilën substancë zakonisht quhet masë molekulare relative.
Deri vonë, në vend të konceptit të "masës atomike", u përdor fraza "pesha atomike". Aktualisht nuk përdoret, por ende gjendet në tekstet e vjetra dhe punimet shkencore.
Njësia e sasisë së substancës
Së bashku me njësitë e vëllimit dhe masës, kimia përdor një masë të veçantë të sasisë së një substance të quajtur nishan. Kjo njësi tregon sasinë e substancës që përmban aq molekula, atome dhe grimca të tjera strukturore sa përmbahen në 12 g izotop karboni 12 C. Kur aplikim praktik Kur merret parasysh një mol i një substance, duhet të merret parasysh se cilat grimca të veçanta të elementeve nënkuptohen - jone, atome ose molekula. Për shembull, molet e joneve H + dhe molet e molekulave H 2 janë masa krejtësisht të ndryshme.
Aktualisht, sasia e substancës për mol substancë matet me saktësi të madhe.
Llogaritjet praktike tregojnë se shuma njësitë strukturore në një nishan është 6.02 x 10 23. Kjo konstante quhet numri i Avogadros. E emëruar sipas shkencëtarit italian, kjo sasi kimike tregon numrin e njësive strukturore në një mol të çdo substance, pavarësisht nga ajo. strukturën e brendshme, përbërjen dhe origjinën.
Masa molare
Masa e një moli të një substance në kimi quhet "masa molare" kjo njësi shprehet si raport g/mol. Duke aplikuar vlerën e masës molare në praktikë, mund të shihet se masë molare hidrogjeni është 2,02158 g/mol, oksigjeni është 1,0079 g/mol, e kështu me radhë.
Pasojat e ligjit të Avogadros
Ligji i Avogadros është mjaft i zbatueshëm për të përcaktuar sasinë e një substance kur llogaritet vëllimi i një gazi. I njëjti numër molekulash të çdo substance të gaztë, në kushte konstante, zë një vëllim të barabartë. Nga ana tjetër, 1 mol i çdo substance përmban një numër konstant molekulash. Përfundimi sugjeron vetë: në temperaturë dhe presion konstant, një mol i një substance të gaztë zë një vëllim konstant dhe përmban një numër të barabartë molekulash. Numri i Avogadro thotë se 1 mol gaz përmban 6,02 x 1023 molekula.
Llogaritja e vëllimit të gazit për kushte normale
Kushtet normale në kimi janë presioni atmosferik 760 mmHg Art. dhe temperatura 0 o C. Me këto parametra është vërtetuar eksperimentalisht se masa e një litri oksigjen është 1,43 kg. Prandaj, vëllimi i një mol oksigjeni është 22.4 litra. Gjatë llogaritjes së vëllimit të çdo gazi, rezultatet treguan të njëjtën vlerë. Kështu, konstanta e Avogadro nxori një përfundim tjetër në lidhje me vëllimet e substancave të ndryshme të gazta: në kushte normale, një mol i çdo elementi të gaztë zë 22.4 litra. Kjo vlerë konstante quhet vëllimi molar i gazit.
Sasia e substancësν është e barabartë me raportin e numrit të molekulave në një trup të caktuar me numrin e atomeve në 0,012 kg karbon, domethënë numrin e molekulave në 1 mol të një substance.
ν = N / N A
ku N është numri i molekulave në një trup të caktuar, N A është numri i molekulave në 1 mol të substancës nga e cila përbëhet trupi. N A është konstanta e Avogadros. Sasia e një lënde matet në mol. Konstantja e Avogadrosështë numri i molekulave ose atomeve në 1 mol të një lënde. Kjo konstante mori emrin e kimistit dhe fizikantit italian Amedeo Avogadro(1776 – 1856). 1 mol i çdo substance përmban të njëjtin numër grimcash.
N A = 6,02 * 10 23 mol -1 Masa molareështë masa e një lënde të marrë në sasinë e një mol:
μ = m 0 * N A
ku m 0 është masa e molekulës. Masa molare shprehet në kilogramë për mol (kg/mol = kg*mol -1). Masa molare lidhet me masën molekulare relative nga marrëdhënia:
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]
Masa e çdo sasie të substancës m është e barabartë me produktin e masës së një molekule m 0 nga numri i molekulave:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Sasia e një lënde është e barabartë me raportin e masës së substancës me masën e saj molare:
ν = m/μ
Masa e një molekule të një substance mund të gjendet nëse dihet masa molare dhe konstanta e Avogadro-s:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
Gaz ideal - modeli matematik gaz, në të cilin supozohet se energji potenciale ndërveprimet e molekulave mund të neglizhohen në krahasim me to energjia kinetike. Nuk ka forca tërheqëse ose zmbrapsëse midis molekulave, përplasjet e grimcave me njëra-tjetrën dhe me muret e enës janë absolutisht elastike, dhe koha e ndërveprimit midis molekulave është e papërfillshme në krahasim me kohën mesatare midis përplasjeve. Në modelin e zgjeruar të një gazi ideal, grimcat nga të cilat ai përbëhet kanë gjithashtu një formë në formën e sferave elastike ose elipsoideve, gjë që bën të mundur marrjen parasysh të energjisë së lëvizjes jo vetëm përkthimore, por edhe rrotulluese-dridhjeje. si dhe përplasjet jo vetëm qendrore, por edhe joqendrore të grimcave, etj.)
