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 është formuar 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, siç është viskoziteti), Loschmidt mori një vlerësim të numrit të Avogadro-s. ~ 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 Avogadro-s 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, Perrin e 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 3x1022 atome të këtij elementi.
Shiko gjithashtu
Nishani- nje nga konceptet më të rëndësishme në kimi, kjo është një lloj lidhjeje për kalimin nga mikrobota e atomeve dhe molekulave në botën e zakonshme të gramëve dhe kilogramëve.
Në kimi shpesh duhet të numërojmë sasi të mëdha atomet dhe molekulat. Për llogaritjen e shpejtë dhe efikase, është zakon të përdoret metoda e peshimit. Por ju duhet të dini peshën atome individuale dhe molekulat. Për të zbuluar peshë molekulare ju duhet të shtoni masën e të gjithë atomeve të përfshira në përbërje.
Le të marrim një molekulë uji H 2 O, e cila përbëhet nga një atom oksigjeni dhe dy atome hidrogjeni. Nga tabelë periodike Mendeleev mësojmë se një atom hidrogjeni peshon 1,0079 amu. ; një atom oksigjen - 15.999 amu. Tani, për të llogaritur masën molekulare të ujit, duhet të mbledhim masat atomike të përbërësve të molekulës së ujit:
H 2 O = 2 1,0079 + 1 15,999 = 18,015 amu
Për shembull, për sulfat amonit pesha molekulare do të jetë:
Al 2 (SO 4) 3 = 2 26,982 + 3 32,066 + 12 15,999 = 315,168 amu.
Le të kthehemi përsëri në Jeta e përditshme, në të cilën jemi mësuar të përdorim koncepte të tilla si çift, dhjetë, duzina, njëqind. Të gjitha këto janë njësi matëse unike. objekte të caktuara: një palë këpucë, një duzinë vezë, njëqind kapëse letre. Një njësi matëse e ngjashme në kimi është MOL.
Shkenca moderne e ka përcaktuar numrin me saktësi të lartë njësitë strukturore(molekulat, atomet, jonet...) që përmbahen në 1 mol të një substance është 6.022 10 23 - Konstantja e Avogadros, ose Numri i Avogadros.
Të gjitha sa më sipër në lidhje me skelën i referohen mikrokozmosit. Tani duhet të lidhim konceptin e nishanit me makrokozmosin e përditshëm.
E gjithë nuanca është se 12 gram izotop i karbonit 12 C përmban 6,022·10 23 atome karboni, ose saktësisht 1 mol. Kështu, për çdo element tjetër, një nishan shprehet me numrin e gramëve të barabartë me masë atomike element. Për komponimet kimike Një mol shprehet në një numër gramësh të barabartë me peshën molekulare të një përbërjeje.
Pak më herët zbuluam se pesha molekulare e ujit është 18.015 amu. Duke marrë parasysh njohuritë e marra për molin, mund të themi se masa e 1 mol ujë = 18,015 g (pasi një mol i një përbërjeje është numri i gramëve të barabartë me peshën molekulare të tij). Me fjalë të tjera, mund të themi se 18,015 g ujë përmban 6,022 10 23 molekula H 2 O, ose 1 mol ujë = 1 mol oksigjen + 2 mol hidrogjen.
Nga shembulli i mësipërm, lidhja midis mikrokozmosit dhe makrokozmosit përmes nishanit është e qartë:
Numri i Avogadros ↔ MOL ↔ numri i gramëve të barabartë me masën atomike (formula)- n - sasia e substancës, mol;
- N - numri i grimcave;
- N A - numri Avogadro, mol -1
Këtu janë disa shembuj praktik nishani përdor:
Detyra numër 1: Sa molekula uji ka në 16,5 mole H 2 O?
Zgjidhja: 16,5 6,022 10 23 = 9,93 10 24 molekula.
Detyra numër 2: Sa nishane ka në 100 gram H 2 O?
Zgjidhja:(100 g/1)·(1 mol/18,015 g) = 5,56 mol.
Detyra numër 3: Sa molekula përmban 5 g dioksid karboni?
Zgjidhja:
- Përcaktoni peshën molekulare të CO 2: CO 2 = 1 12,011 + 2 15,999 = 44,01 g/mol
- Gjeni numrin e molekulave: (5g/1)·(1mol/44,01g)·(6,022·10 23 /1mol) = 6,84·10 22 molekula CO 2
Dje premtova ta shpjegoj këtë gjuhë e aksesueshme. Kjo është e rëndësishme për të kuptuar kiminë. Nëse e kupton një herë, nuk do ta harrosh më vonë.
Kimia ka gjuhën e saj, si çdo shkencë. 2H 2 + O 2 → 2H 2 O - në gjuhën kimike, një regjistrim i reagimit të formimit të ujit nga substanca të thjeshta, hidrogjen (H) dhe oksigjen (O). Numrat e vegjël i referohen numrit të atomeve (Ata vijnë pas simbolit element kimik), ato të mëdha - në numrin e molekulave. Nga ekuacioni është e qartë se dy molekulat e hidrogjenit kombinohen me një molekula e oksigjenit dhe si rezultat del jashtë dy molekulat e ujit. Kujdes - kjo është shumë e rëndësishme për t'u kuptuar! Janë pikërisht molekulat që lidhen me molekulat, jo "gram me gram", por molekulë me molekulë.
Ky raport do të mbetet gjithmonë:
Gjithçka do të ishte mirë, por ka dy probleme. E para është në jeta reale ne nuk mund të masim një milion molekula oksigjeni ose hidrogjeni. Ne do të jemi në gjendje të masim një gram ose një ton reagentë. Së dyti, molekulat janë shumë të vogla. Janë 6.7 x 10 24 të tilla në një gotë ujë. Ose, në shënimin e zakonshëm, 6.7 trilion trilionë (kjo është e drejtë - pothuajse shtatë trilion herë një trilion molekula). Është e papërshtatshme të operosh me numra të tillë.
Cila është rruga për të dalë? Molekulat gjithashtu kanë masë, megjithëse shumë të vogla. Ne thjesht marrim masë e një molekule, shumëzo me numri i molekulave dhe marrim masën që na nevojitet. Ne ramë dakord - do ta marrim shumë nje numer i madh i molekula (600 miliardë trilion copë) dhe shpik për këtë sasi njësi e veçantë matëse nishan. Si të hani 12 copë nga diçka? emër i veçantë "dhjetra", dhe kur flasin për "dhjetë duzina", nënkuptojnë 120 copë. 5 duzina vezë = 60 copë. Njësoj me nishanet. 1 mol është 600 miliardë trilion molekula ose, në shënimin matematikor, 6,02 10 23 molekula. Kjo do të thotë, kur na thuhet "1 mol" hidrogjen, ne e dimë se po flasim për 600 miliardë trilion molekula hidrogjen. Kur flasin për 0.2 mole ujë, kuptojmë se bëhet fjalë për 120 miliardë trilion molekula uji.
Edhe një herë - mola është pikërisht e tillë njësi numërimi, vetëm posaçërisht për molekulat. Si "dhjetë", "dhjetëra" ose "milion", vetëm shumë më tepër.
Duke vazhduar tabelën e mësipërme, mund të shkruani:
Ne zgjidhëm problemin e parë të shkruarit e 1 mol ose 2 mole është shumë më i përshtatshëm se 600 miliardë miliardë molekula ose 1.2 trilionë molekula. Por vetëm për lehtësi, nuk kishte nevojë të rrethohej kopshti. Problemi i dytë, siç kujtojmë, është kalimi nga numri i molekulave(mos i numëroni ato individualisht!) për të masë e lëndës, për faktin se ne mund të masim në peshore. Ky numër i molekulave në një mol (është pak i çuditshëm, jo i rrumbullakët - 6,02·10 23 molekula) u zgjodh për një arsye. Një mol molekulash karboni peshon saktësisht 12 gram.
Është e qartë se të gjitha molekulat janë të ndryshme. Ka ato të mëdha dhe të rënda - ato mund të përmbajnë shumë atome, ose jo shumë, por vetë atomet janë të rënda. Dhe ka molekula të vogla dhe të lehta. Për çdo atom dhe për shumë molekula ka tabela me to masë molare. Kjo do të thotë, me peshën e një mol molekulash të tilla (nëse jo, mund ta llogaritni lehtësisht vetë duke shtuar masat molare të të gjitha atomeve që përbëjnë molekulën). Masa molare matet në gram/mol (sa gram peshon një mol, pra sa gram peshon 6,02·10 23 molekula). Ne kujtojmë se një nishan është vetëm një njësi numërimi. Epo, sikur drejtoria të shkruante - 1 duzinë vezët e pulës peshon 600 gram, dhe 1 duzinë struci peshojnë 19 kilogramë. Një duzinë është vetëm një sasi (12 copë), dhe vetë vezët, pula ose struci, peshojnë ndryshe. Dhe një duzinë prej këtyre ose vezëve të tjera peshojnë gjithashtu ndryshe.
E njëjta gjë me molekulat. 1 mol molekulash të vogla dhe të lehta hidrogjeni peshon 2 gram dhe 1 mol molekula të mëdha të acidit sulfurik peshon 98 gram. 1 mol oksigjen peshon 32 gram, 1 mol ujë peshon 18 gram. Këtu është një foto si shembull, ku molekulat e vogla të hidrogjenit dhe molekula të mëdha oksigjen. Kjo fotografi është një paraqitje grafike e reaksionit 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Vazhdojmë të plotësojmë tabelën:
A e shihni kalimin nga numri i molekulave ndaj tyre masë? A e shihni se ligji i ruajtjes së materies është përmbushur? 4 gram + 32 gram jep 36 gram.
Tani mund të vendosim detyra të thjeshta në kimi. Këtu është më primitive: Kishte 100 molekula oksigjeni dhe 100 molekula hidrogjeni. Çfarë do të ndodhë si rezultat i reagimit? Ne e dimë se për 1 molekulë oksigjen duhen 2 molekula hidrogjen. Prandaj, të gjitha 100 molekulat e hidrogjenit do të reagojnë (dhe do të formohen 100 molekula uji), por jo i gjithë oksigjeni do të reagojë, do të mbeten 50 molekula të tjera. Oksigjeni është i tepërt.
Siç thashë më lart, askush nuk i numëron molekulat si copa. Substancat zakonisht maten në gram. Tani detyra nga tekst shkollor: Ka 10 g hidrogjen dhe 64 g oksigjen, çfarë ndodh nëse i përzieni? Së pari, ne duhet t'i kthejmë masat në nishane (d.m.th., në numrin e molekulave ose sasinë e substancës, siç thonë kimistët). 10 g hidrogjen janë 5 mole hidrogjen (1 mol hidrogjen peshon 2 gram). 64 g oksigjen është 2 mol (1 mol peshon 32 gram). Ne e dimë se për 1 mol oksigjen humbasin 2 mol hidrogjen gjatë reaksionit. Kjo do të thotë që në rastin tonë, i gjithë oksigjeni (2 mol) dhe 4 mole hidrogjen nga pesë do të reagojnë. Kjo rezulton në 4 mol ujë dhe një mol hidrogjen të mbetur.
Le ta kthejmë përgjigjen përsëri në gram. I gjithë oksigjeni (64 gram) dhe 8 gram hidrogjen (4 mol * 2 g/mol) do të reagojnë. 1 mol hidrogjen do të mbetet pa reaguar (që është 2 gram) dhe ju do të merrni 72 gram ujë (4 mol * 18 g/mol). Ligji i ruajtjes së materies është përmbushur përsëri - 64 + 10 = 72 + 2.
Mendoj se deri tani duhet të jetë e qartë për të gjithë. 1 mol është thjesht numri i molekulave. Masa molare është masa e një nishani. Është e nevojshme për të lëvizur nga masa e materies (me të cilën ne punojmë bota reale) për numrin e molekulave, ose sasinë e substancës së nevojshme për reaksione.
E përsërisim përsëri:
a) substancat reagojnë në raportin e n molekulave të njërës me m molekulat e tjetrës. Ky raport do të jetë i njëjtë për 100 molekula materiali fillestar, dhe për njëqind trilion, ose për njëqind trilion trilionë.
b) për lehtësi, për të mos numëruar molekulat si pjesë, ata dolën me një njësi të posaçme numërimi - mol, domethënë 6,02·10 23 molekula menjëherë. Numri i këtyre nishaneve quhet "sasia e substancës" e zakonshme.
c) një mol i secilës substancë peshon ndryshe, sepse Molekulat dhe atomet që përbëjnë vetë një substancë peshojnë ndryshe. Masa e një moli të një lënde quhet masa molare e saj. Një shembull tjetër është se tullat e zakonshme dhe gëlqere me rërë peshojnë ndryshe. Nëse nxjerrim një analogji, atëherë "pesha e një mijë tullave" është " masë molare“(me ndryshimin se nuk ka 1000 molekula, por më shumë). Masa e kësaj "mijë tullash" është e ndryshme për tullat me gëlqere rërë dhe tulla të zakonshme.
d) e rrethojmë gjithë këtë kopsht në mënyrë që të jetë e lehtë të kalohet nga masa e reagentëve në sasinë e substancës (numri i molekulave, numri i nishaneve) dhe mbrapa. Dhe ju duhet të shkoni përpara dhe me radhë, sepse në botën reale ne matim reagentët në gram, dhe reaksionet kimike janë në përpjesëtim jo me masën, por me numrin e molekulave.
P.S. Për kimistët dhe të tjerët, unë kam thjeshtuar qëllimisht shumë këtu. Nuk kam nevojë të shpjegoj se 12 gram peshon jo 1 mol karbon, por 1 mol molekula të izotopit C 12, ose se në vend të "molekulave" do të duhej të shkruante "njësi strukturore" (molekula, jone, atomet...), nuk përmendet në mënyrë specifike se 1 mol gaz zë të njëjtin vëllim në të njëjtat kushte dhe shumë më tepër
Ajo që nuk më pëlqeu tek tekstet ishte thjesht përkufizimi formal duke u lutur, pa treguar kuptimin e këtij koncepti dhe pse është i nevojshëm.
Ligji i Avogadros
Në agimin e zhvillimit të teorisë atomike (), A. Avogadro parashtroi një hipotezë sipas së cilës, në të njëjtën temperaturë dhe presion në vëllime të barabarta Gazet ideale përmbajnë të njëjtin numër molekulash. Kjo hipotezë më vonë u tregua se ishte një pasojë e domosdoshme e teorisë kinetike, dhe tani njihet si ligji i Avogadro-s. Mund të formulohet si më poshtë: një mol i çdo gazi në të njëjtën temperaturë dhe presion zë të njëjtin vëllim, në kushte normale të barabartë 22,41383 . 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 një vlerë shumë e madhe. Përpjekja e parë për të gjetur numrin e molekulave që zënë një vëllim të caktuar u bë në vitin J. Loschmidt. Nga llogaritjet e Loschmidt-it doli se për ajrin numri i molekulave për njësi vëllimi është 1,81 10 18 cm −3, që është afërsisht 15 herë më pak kuptimin e vërtetë. Tetë vjet më vonë, Maxwell doli me një vlerësim shumë më të afërt të "rreth 19 milionë milionë" molekula për centimetër kub, ose 1,9·10 19 cm−3. Në fakt, në 1 cm³ gaz ideal në kushte normale përmban 2,68675·10 19 molekula. Kjo sasi u quajt numri Loschmidt (ose konstante). Që atëherë, janë zhvilluar një numër i madh metodash të pavarura për përcaktimin e numrit të Avogadro. Marrëveshja e shkëlqyer midis vlerave të marra jep dëshmi të forta të numrit aktual të molekulave.
Matja e një konstante
| Të dhënat në këtë artikull janë që nga dhjetori 2011. |
Vlera e pranuar zyrtarisht për numrin e Avogadro sot është matur në vitin 2010. Për këtë u përdorën dy sfera prej silikoni-28. Sferat u morën në Institutin për Kristalografinë Leibniz dhe u lustruan në Qendrën Australiane për Optikë Precize aq mirë sa lartësitë e zgjatjeve në sipërfaqen e tyre nuk i kalonin 98 nm. Për prodhimin e tyre, u përdor silikoni-28 me pastërti të lartë, i izoluar në Institutin e Kimisë të Substancave me Pastërti të Lartë të Nizhny Novgorod të Akademisë së Shkencave Ruse nga tetrafluoridi i silikonit, shumë i pasuruar me silikon-28, i marrë në Projektimin Qendror të Inxhinierisë Mekanike Byroja në Shën Petersburg.
Duke pasur objekte të tilla praktikisht ideale, është e mundur të llogaritet me saktësi të lartë numri i atomeve të silikonit në top dhe në këtë mënyrë të përcaktohet numri i Avogadro. Sipas rezultateve të marra, është e barabartë me 6,02214084(18)×10 23 mol −1 .
Marrëdhënia ndërmjet konstanteve
- Përmes produktit të konstantës së Boltzmann-it, Konstantës Universale të Gazit, R=kN A.
- Konstanta e Faradeit shprehet përmes prodhimit të ngarkesës elementare elektrike dhe numrit të Avogadro-s, F=eN A.
Shiko gjithashtu
Shënime
Letërsia
- Numri i Avogadros // Enciklopedia e Madhe Sovjetike
Fondacioni Wikimedia. 2010.
Shihni se çfarë është "numri i Avogadro" në fjalorë të tjerë:
- (Konstanta e Avogadros, simboli L), një konstante e barabartë me 6.022231023, korrespondon me numrin e atomeve ose molekulave që përmbahen në një MOLE të një substance ... Fjalor enciklopedik shkencor dhe teknik
Numri i Avogadros- Avogadro konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Dalelių (atomų, molekulių, jonų) skaičius viename medžiagos molyje, lygus (6.02204 ± 0.000031)·10²¹³ mol. santrumpa(os) Santrumpą žr. Priede. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys:… … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Numri i Avogadros- Avogadro konstanta statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. konstante e Avogadros; Numri vok i Avogadros. Avogadro Constante, f; Avogadrosche Konstante, f rus. konstanta e Avogadros, f; Numri i Avogadros, n pranc. konstante d'Avogadro, f; nombre… … Fizikos terminų žodynas
Konstanta e Avogadros (numri i Avogadros)- numri i grimcave (atomeve, molekulave, joneve) në 1 mol të një lënde (një mol është sasia e substancës që përmban të njëjtin numër grimcash sa ka atome në saktësisht 12 gram të izotopit të karbonit 12), i shënuar me simboli N = 6.023 1023. Një nga ... ... Fillimet shkenca moderne natyrore
- (numri i Avogadros), numri i elementeve strukturorë (atome, molekula, jone ose të tjerë) në njësi. numri i va në va (në një skelë). Emërtuar për nder të A. Avogadro, i caktuar NA. AP është një nga themelet konstante fizike, thelbësore për përcaktimin e shumësit... Enciklopedi fizike
- (numri i Avogadros; shënohet me NA), numri i molekulave ose atomeve në 1 mol të një lënde, NA = 6,022045(31) x 1023 mol 1; emri me emrin A. Avogadro... Shkenca natyrore. fjalor enciklopedik
- (Numri i Avogadros), numri i grimcave (atomeve, molekulave, joneve) në 1 mol në va. Është caktuar NA dhe është e barabartë me (6.022045 ... Enciklopedia kimike
Na = (6.022045±0.000031)*10 23 numri i molekulave në një mol të çdo substance ose numri i atomeve në një mol substancë e thjeshtë. Një nga konstantat themelore, me ndihmën e së cilës mund të përcaktoni sasi të tilla si, për shembull, masa e një atomi ose molekule (shih... ... Enciklopedia e Collier
Duke ditur sasinë e një lënde në nishan dhe numrin e Avogadro, është shumë e lehtë të llogaritet se sa molekula përmban kjo substancë. Thjesht shumëzojeni numrin e Avogadro-s me sasinë e substancës.
N=N A *ν
Dhe nëse vini në klinikë për të bërë analiza, të themi, sheqerin në gjak, duke ditur numrin e Avogadro-s, lehtë mund të numëroni numrin e molekulave të sheqerit në gjakun tuaj. Epo, për shembull, analiza tregoi 5 mol. Le ta shumëzojmë këtë rezultat me numrin e Avogadro-s dhe të marrim 3,010,000,000,000,000,000,000,000 copë. Duke parë këtë figurë, bëhet e qartë pse ata ndaluan matjen e molekulave në copa dhe filluan t'i matnin ato në mol.
Masa molare (M).
Nëse sasia e një lënde është e panjohur, atëherë ajo mund të gjendet duke pjesëtuar masën e substancës me masën e saj molare.
N=N A * m / M .
Pyetja e vetme që mund të lindë këtu është: "Çfarë është masa molare?" Jo, kjo nuk është një masë piktorësh, siç mund të duket!!! Masa molareështë masa e një moli të një lënde. Gjithçka është e thjeshtë këtu, nëse një nishan përmban grimca N A (ato. e barabartë me numrin Avogadro), pastaj, duke shumëzuar masën e një grimce të tillë m 0 nga numri i Avogadros, marrim masën molare.
M=m 0 *N A .
Masa molareështë masa e një moli të një lënde.
Dhe është mirë nëse dihet, por çfarë nëse nuk është? Do të na duhet të llogarisim masën e një molekule m 0 . Por as ky nuk është problem. Ju vetëm duhet ta dini atë formula kimike dhe keni në dorë tabelën periodike.
Pesha molekulare relative (Mr).
Nëse numri i molekulave në një substancë është shumë i madh, atëherë masa e një molekule m0, përkundrazi, është shumë e vogël. Prandaj, për lehtësinë e llogaritjeve, ne prezantuam masa molekulare relative (M r). Ky është raporti i masës së një molekule ose atomi të një substance me 1/12 e masës së një atomi karboni. Por mos lejoni që kjo t'ju trembë, për atomet tregohet në tabelën periodike, dhe për molekulat llogaritet si shuma e masave molekulare relative të të gjitha atomeve të përfshira në molekulë. Pesha molekulare relative matet në njësitë atomike masë (a.u.m), për sa i përket kilogramëve 1 amu = 1,67 10 -27 kg. Duke e ditur këtë, ne mund të përcaktojmë lehtësisht masën e një molekule duke shumëzuar masën molekulare relative me 1,67 10 -27.
m 0 = M r * 1,67 * 10 -27 .
Pesha molekulare relative- raporti i masës së një molekule ose atomi të një lënde me 1/12 e masës së një atomi karboni.
Marrëdhënia midis masës molare dhe molekulare.
Le të kujtojmë formulën për gjetjen e masës molare:
M=m 0 *N A .
Sepse m 0 = M r * 1,67 10 -27, masën molare mund ta shprehim si:
M=M r *N A *1,67 10 -27 .
Tani nëse e shumëzojmë numrin N A të Avogadros me 1,67 10 -27, marrim 10 -3, domethënë për të gjetur masën molare të një lënde, mjafton vetëm të shumëzojmë masën molekulare të saj me 10 -3.
M=M r *10 -3
Por mos nxitoni t'i bëni të gjitha këto duke llogaritur numrin e molekulave. Nëse e dimë masën e një lënde m, atëherë duke e pjesëtuar atë me masën e molekulës m 0, marrim numrin e molekulave në këtë substancë.
N=m / m 0
Natyrisht, është një detyrë e pafalshme të numërosh molekulat jo vetëm që janë të vogla, por edhe lëvizin vazhdimisht. Vetëm në rast se humbisni, do të duhet të numëroni përsëri. Por në shkencë, si në ushtri, ekziston një fjalë e tillë "duhet", dhe për këtë arsye edhe atomet dhe molekulat u numëruan ...
