Перше слідство із закону вагадро. Де застосовується число овогодро
Історія
Перші кількісні дослідження реакцій між газами належать французькому вченому Гей-Люссаку. Він є автором законів про теплове розширення газів та закону об'ємних відносин. Ці закони були пояснені в 1811 італійським фізиком Амедео Авогадро.
Наслідки закону
Перший слідствоіз закону Авогадро: один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий обсяг.
Зокрема, за нормальних умов, тобто при 0 °C (273К) та 101,3 кПа, об'єм 1 моля газу, що дорівнює 22,4 л. Цей обсяг називають молярним об'ємом газу V m. Перерахувати цю величину на інші температуру і тиск можна за допомогою рівняння Менделєєва-Клапейрона:
.Друге слідствоіз закону Авогадро: молярна маса першого газу дорівнює добутку молярної маси другого газу на відносну щільність першого газу по другому.
Положення це мало величезне значення для розвитку хімії, так як воно дає можливість визначати часткову вагу тіл, здатних переходити до газоподібного або пароподібного стану. Якщо через mми позначимо часткову вагу тіла, і через d- питома вага його в пароподібному стані, то відношення m / dмає бути постійним всім тел. Досвід показав, що для всіх вивчених тіл, що переходять у пар без розкладання, ця постійна дорівнює 28,9, якщо при визначенні часткової ваги виходити з питомої ваги повітря, що приймається за одиницю, але ця постійна дорівнюватиме 2, якщо прийняти за одиницю питома вага водню. Позначивши цю постійну, або, що те саме, загальний всім парам і газам частковий обсяг через З, ми з формули маємо з іншого боку m = dC. Так як питома вага пари визначається легко, то, підставляючи значення dу формулу, виводиться і невідома часткова вага цього тіла.
Елементарний аналіз, наприклад, одного з полібутиленів вказує, у ньому пайне відношення вуглецю до водню, як 1 до 2, а тому часткова вага його може бути виражений формулою СН 2 або C 2 H 4 , C 4 H 8 і взагалі (СН 2) n. Часткова вага цього вуглеводню відразу визначається, дотримуючись закону Авогадро, якщо ми знаємо питому вагу, т. е. щільність його пара; він визначений Бутлеровим і виявився 5,85 (щодо повітря); тобто часткова вага його буде 5,85 · 28,9 = 169,06. Формулі C 11 H 22 відповідає часткова вага 154, формулі C 12 H 24 - 168, а C 13 H 26 - 182. Формула C 12 H 24 близько відповідає спостеріганій величині, а тому вона повинна виражати собою величину частки нашого вуглеводню CH 2 .
Примітки
Посилання
- // Енциклопедичний словник Брокгауза та Ефрона: У 86 томах (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.
Wikimedia Foundation. 2010 .
Дивитись що таке "Закон Авогадро" в інших словниках:
ЗАКОН АВОГАДРО- рівні обсяги будь-яких ідеальних газів за однакових умов (температури, тиску) містять однакову кількість частинок (молекул, атомів). Еквівалентне формулювання: при однакових тисках та температурі однакові кількості речовини різних… Велика політехнічна енциклопедія
закон Авогадро- – закон, згідно з яким у рівних обсягах ідеальних газів при однакових температурі та тиску міститься однакове число молекул. Словник з аналітичної хімії. Хімічні терміни
закон Авогадро- Avogadro desnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. Pride. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys: англ. Avogadro's hypothesis; Avogadro's law; Avogadro's principle vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
закон Авогадро- Avogadro desnis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. Avogadro's hypothesis; Avogadro's law vok. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, m rus. закон Авогадро, m pranc. hypothèse d’Avogadro, f; loi d’Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas
закон Авогадро- Avogadro desnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. Pride. MS Word formatas atitikmenys: angl. Avogadro's law vok. Avogadrosches Gesetz, n rus. закон Авогадро, m pranc. loi d’Avogadro, f … Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas
Див Хімія та Гази. З. вічності речовини, або збереження маси матерії, див. Речовина, Лавуазьє, Хімія. З. Генрі Дальтона див. Розчини. З. Гібса Ле Шательє див. Оборотність хімічних реакцій. З. (теплоємностей) Дюлонга та Пті див. Теплота та Хімія. З.… … Енциклопедичний словник Ф.А. Брокгауза та І.А. Єфрона
Необхідне, суттєве, стійке ставлення, що повторюється, між явищами. 3. виражає зв'язок між предметами, складовими елементами даного предмета, між властивостями речей, і навіть між властивостями всередині речі. Існують 3.… … Філософська енциклопедія
АВОГАДРО ЗАКОН- (Avogadro), заснований на висловленої в 1811 р. італійським фізиком Авогадро гіпотезі, що свідчить, що «за однакових умов t° і тиску, у рівних обсягах всіх газів міститься одне й те число молекул». З цієї гіпотези., … Велика медична енциклопедія
- (Avogadro) Амедео, граф ді Кваренья (1776-1856), італійський фізик та хімік. У 1811 р. висунув гіпотезу (нині відому як закон Авогадро) про те, що рівні обсяги газів при одному тиску та однаковій температурі містять однакове число. Науково-технічний енциклопедичний словник
- (Avogadro) Амедео (1776-1856), італійський фізик та хімік. Засновник молекулярної теорії будови речовини (1811). Встановив один із газових законів (1811; закон Авогадро), згідно з яким у рівних обсягах ідеальних газів за однакових… Сучасна енциклопедія
Книги
- Амедео Авогадро. Нарис життя та діяльності, Г. В. Биков. Італійському фізику першої половини ХІХ ст. Амедео Авогадро належить закон, що має його ім'я. За словами вапна го вченого, лауреата Нобелівської премії Л. Полінга, праці Авогадро лежать у…
Закон Авогадро, відкритий 1811 р., зіграв велику роль розвитку хімії. Насамперед він сприяв визнанню атомно-молекулярного вчення, сформульованого вперше у середині XVIII ст. М.В. Ломоносовим. Так, наприклад, користуючись числом Авогадро:
виявилося можливим обчислювати як абсолютні маси атомів і молекул, а й власне лінійні розміри цих частинок. Відповідно до закону Авогадро:
«У рівних обсягах різних газів при постійному тиску та температурі міститься однакове число молекул, рівне »
З закону Авогадро випливає ряд важливих наслідків щодо молярного об'єму та щільності газів. Так, із закону Авогадро безпосередньо випливає, що однакова кількість молекул різних газів займатимуть однаковий об'єм, що дорівнює 22,4 літра. Такий обсяг газів отримав назву молярного об'єму. Правильне і зворотне - молярний об'єм різних газів однаковий і дорівнює 22,4 л:
Дійсно, оскільки 1 моль будь-якої речовини містить однакове число молекул, що дорівнює , то очевидно і їх обсяги в газоподібному стані за однакових умов будуть однаковими. Отже, за нормальних умов (н.у.), тобто. при тиску 
і температурі молярний обсяг різних газів становитиме 
. Кількість речовини, об'єм та молярний об'єм газів можуть бути пов'язані між собою в загальному випадку співвідношенням виду:
звідки відповідно:
У випадку розрізняють нормальні умови (н.у.):
до стандартних умов відносять:
Для того щоб перевести температуру за шкалою Цельсія в температуру за шкалою Кельвіна, використовують таке співвідношення:
Масу власне газу можна визначити за значенням його щільності , тобто.
Бо як було показано вище:
тоді очевидно:
звідки відповідно:
З наведених нами вище співвідношення виду:
після підстановки у вираз:
також випливає, що:
звідки відповідно:
і таким чином маємо:
Оскільки за нормальних умов 1 моль будь-якого займає об'єм рівний:
тоді відповідно:
Отримане таким чином співвідношення досить важливе для розуміння 2-го слідства із закону Авогадро, яке у свою чергу безпосередньо пов'язане з таким поняттям як відносна густина газів. У випадку, відносна щільність газів – величина, показує, скільки разів один газ важче чи легше іншого, тобто. скільки разів щільність одного газу більша чи менша щільності іншого, тобто. маємо співвідношення виду:
Так, для першого газу маємо:
відповідно для другого газу:
тоді очевидно:
і таким чином:
Іншими словами, відносна густина газу є відношення молекулярної маси досліджуваного газу до молекулярної маси газу, з яким проводиться порівняння. Відносна густина газу – безрозмірна величина. Таким чином, щоб обчислити відносну щільність одного газу по іншому, достатньо знати молекулярні відносні молекулярні маси цих газів. Щоб було зрозуміло, з яким газом проводять порівняння, ставлять індекс. Наприклад, означає, що порівняння проводять з водню і тоді говорять про щільність газу воднем, не вживаючи вже слово «відносна», приймаючи це як би за умовчанням. Аналогічно вимірювання проводять, беручи як газ порівняння – повітря. У цьому випадку вказують, що порівняння досліджуваного газу проводять із повітрям . При цьому середня молекулярна маса повітря приймається рівною 29 а оскільки відносна молекулярна маса і молярна маса чисельно збігаються, тоді:
Хімічна формула досліджуваного газу ставиться поряд у дужках, наприклад:
і читається як – щільність хлору воднем. Знаючи відносну густину одного газу по відношенню до іншого, можна обчислити молекулярну, а також молярну масу газу, навіть якщо формула речовини невідома. Усі наведені вище співвідношення відносяться до так званих нормальних умов.
Нехай температура постійна (\(T=const \) ), тиск не змінюється (\(p=const \) ), обсяг постійний \((V=const) \) : \((N) \) - Число частинок (молекул ) будь-якого ідеального газу величина незмінна. Це твердження називається законом Авогадро.
Закон Авогадро звучить так:
У рівних обсягах газів (V) за однакових умов (температури Т і тиску Р) міститься однакове число молекул.
Закон Авогадро був відкритий у 1811 р. Амедео Авогадро. Причиною для цього стало правило кратних відносин: за однакових умов обсяги газів, що вступають у реакцію, знаходяться у простих співвідношеннях, як 1:1, 1:2, 1:3 і т.д.
Французький вчений Ж.Л. Гей-Люссак встановив закон об'ємних відносин:
Обсяги газів, що вступають у реакцію, за однакових умов (температури і тиску) ставляться один до одного як прості цілі числа.
Наприклад, 1 л хлору з'єднується з 1 л водню, утворюючи 2 л хлороводню; 2 л оксиду сірки (IV) поєднуються з 1 л кисню, утворюючи 1 л оксиду сірки (VI).
Реальні гази, як правило, є сумішшю чистих газів - кисню, водню, азоту, гелію тощо. Наприклад, повітря складається з 77% азоту, 21% кисню, 1% водню, інші - інертні та інші гази. Кожен із них створює тиск на стінки судини, в якій знаходиться.
Парціальний тискТиск, який у суміші газів створює кожен газ окремо, ніби він один займає весь обсяг, називається парціальним тиском(від латів. partialis - частковий)
Нормальні умови: p=760 мм рт. ст. або 101 325 Па, t = 0 °С або 273 К .
Наслідки із закону Авогадро
Наслідок 1 із закону АвогадроОдин моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий обсяг. Зокрема за нормальних умов обсяг одного моля ідеального газу дорівнює 22,4 л. Цей обсяг називають молярним об'ємом\(V_(\mu) \)
де \(V_(\mu) \) - молярний об'єм газу (розмірність л/моль); \ (V \) - обсяг речовини системи; \ (n \) - кількість речовини системи. Приклад запису: \(V_(\mu) \) газу (н.у.) = 22,4 л/моль.
Наслідок 2 із закону АвогадроВідношення мас однакових обсягів двох газів є постійна величина для даних газів. Ця величина називається відносною щільністю(D)
де \(m_1\) та \(m_2\) - молярні маси двох газоподібних речовин.
Величина (D) визначається експериментально як відношення мас однакових обсягів досліджуваного газу (m_1) і еталонного газу з відомою молекулярною масою (М2). За величинами \(D \) і \(m_2 \) можна знайти молярну масу досліджуваного газу: \(m_1 = D \cdot m_2 \)
Таким чином, за нормальних умов (н.у.) молярний об'єм будь-якого газу \(V_(\mu) = 22,4 \) л/моль.
Відносну щільність найчастіше обчислюють по відношенню до повітря або водню, використовуючи, що молярні маси водню та повітря відомі та рівні, відповідно:
\[ (\mu )_(H_2)=2\cdot (10)^(-3)\frac(кг)(моль) \]
\[ (\mu )_(vozd)=29\cdot (10)^(-3)\frac(кг)(моль) \]
Дуже часто при вирішенні завдань використовується те, що за нормальних умов (н.у.) (тиску в одну атмосферу або, що теж саме \(p=(10)^5Па=760\ мм\ рт.ст, \ t=0^o C \)) молярний об'єм будь-якого ідеального газу:
\[ \frac(RT)(p)=V_(\mu )=22,4\cdot (10)^(-3)\frac(м^3)(моль)=22,4\frac(л)( моль) . \]
Концентрацію молекул ідеального газу за нормальних умов:
\[ n_L=\frac(N_A)(V_(\mu ))=2,686754\cdot (10)^(25)м^(-3)\ , \]
називають числом Лошмідта.
У вашому браузері вимкнено Javascript.Щоб розрахувати, необхідно дозволити елементи ActiveX!
1.Хімія - частина природознавства. Хімічні процеси. Типи хімічних сполук. Хімічна номенклатура. Номенклатура середніх, кислих, основних солей.
Хімія – частина природознавства.
Хімія-наука про речовини. Вона вивчає речовини та їх перетворення, що супроводжуються зміною внутрішньої будови речовини та електронної структури взаємодіючих атомів, але не торкаються складу та структури ядер.
Відомо близько 7000000 хімічних сполук і їх 400000 неорганічних.
Хімія – одна із фундаментальних дисциплін. Вона є частиною природознавства, наук про природу. Вона пов'язана з багатьма іншими науками, такими як фізика, медицина, біологія, екологія і т.д.
Хімічні процеси.
Типи хімічних сполук.
Хімічна номенклатура.
В даний час для назви хімічних елементів використовують тривіальну та раціональну номенклатуру, причому остання ділиться на російську, напівсистематичну (міжнародну) та систематичну.
У тривіальноюноменклатурі використовують власні імена хімічних речовин, що історично склалися. Вони відбивають склад хімічних сполук. Використання таких назв найчастіше данина традиції. Приклад: СаО - негашене вапно, N2О - газ, що веселить.
У межах російської номенклатури використовують із назви хімічних сполук коріння російських назв, а напівсистематичної – латинських. Читання формул хімічних сполук починається праворуч наліво. І російська та напівсистематична номенклатури повною мірою відображаю склад хімічних сполук. Приклад: СаО – оксид кальцію (оксид кальцію), N2O – напівокис азоту (оксид азоту I).
З метою уніфікації та спрощення формування назв міжнародний союз теоретичної та прикладної хімії запропонував іншу систему формування хімічних сполук. Відповідно до цих правил називати ці речовини слід зліва направо. Приклад: СаО – оксид кальцію, N2O – діазот оксид.
Нині найпоширеніші у використанні російська та напівсистематична номенклатура.
Номенклатура середніх, кислих, основних солей.
За хімічним складом розрізняють середні, кислі, основні солі. Існують ще подвійні, змішані та комплексні солі. Більшість солей незалежно від їхньої розчинності у воді є сильними електролітами.
Нормальні солі.
2. Закон Авогадро та його слідства.
Закон Авогадро.
Амадео Авогадро в 1811 висунув гіпотезу, яка надалі була підтверджена досвідченими даними і тому стала називатися законом Авогадро:
Однакові обсяги різних газів за однакових умов (температури і тиску) містять однакове число молекул.
Авогадро припустив, що молекули простих газів складаються із двох однакових атомів. Таким чином, при з'єднанні водню з хлором їх молекули розпадаються на атоми, які утворюють молекули водню хлористого. З однієї молекули хлору та однієї молекули водню утворюється дві молекули хлористого водню.
Наслідки закону Авогадро.
Рівні кількості газоподібних речовин, що знаходяться за однакових умов (тиску та температури), займають рівні обсяги.Зокрема: за нормальних умов 1 моль будь-якого газу займає об'єм, що дорівнює 22.4 літра. Цей обсяг називають молярним об'ємом газу. Нормальні умови: 273К, 760мм рт. ст. чи 1,01*10^5Па.
Щільності будь-яких газоподібних речовин, що знаходяться за однакових умов (Т, Р), відносяться як їх мольні (молярні) маси.
Відношення щільностей - відносна щільність одного газу по іншому ( Dотн.), тоді відношення молярних мас - теж одно Dотн.
Якщо відносна щільність газу визначена воднем або повітрям, то значення μ=2Dн і μ=29Dпов. Де 29 – мольна маса повітря.
Якщо газ знаходиться в реальних умовах, то його обсяг обчислюється за формулою Менделєєва-Клапейрона:
P*V=(m/μ)*R*T, де R=8,31 Дж/моль*К
Газові суміші
Якщо в газовій суміші немає взаємодії, то кожен газ суміші має свої індивідуальні властивості і підпорядковується розглянутим раніше законам.
Склад газових сумішей може виражатися масовими, об'ємними, мольними частками.
Масова частка газу - відношення маси газу до маси всієї газової суміші.
Об'ємна частка газу - відношення обсягу газу до обсягу всієї суміші.
Мольна частка газу – відношення числа молей газу до молей суміші.
Одним із наслідків закону Авогадро: об'ємна частка = мольна частка.
Основні характеристики газової суміші підсумовуються з її компонентів. Так загальний тиск газової суміші дорівнює сумі парціальних тисків газу.
3. Закон еквівалентів. Еквівалент. Еквівалентна маса та еквівалентний об'єм. Еквівалентні маси складних сполук.
Еквівалент.
Еквівалентом речовини (елемента) Е називається така його кількість, яка взаємодіє з одним молем атомів водню або взагалі з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини (елемента). Наприклад, знайдемо еквівалент деяких речовин: HCl – 1 моль, H2O. З одним молем водню з'єднується 1 моль хлору та ½ атомів кисню, і отже еквіваленти дорівнює відповідно 1 та ½.
Еквівалентна маса та еквівалентний об'єм.
Еквівалентна маса (Ем) називається маса одного еквівалента речовини (елемента).
Еквівалентні маси раніше розглянутих елементів дорівнюють Ем(Cl)=35.3 г/моль, Ем(O)=8 г/моль.
Еквівалентну масу будь-якого елемента можна визначити за формулою: Ем=μ/СО, де СО-абсолютна величина ступеня окислення в сполуках. Оскільки більшість елементів мають змінну ступінь окислення, значення їх еквівалентів у різних сполуках по-різному. Наприклад знайдемо
Якщо задачі зазначені обсяги газів, то зручніше користуватися поняттям еквівалентний обсяг, обчислюваний з допомогою закону Авогадро. Еквівалентним обсягом називається обсяг займаний за н.у. одним еквівалентом речовини. Так 1 моль водню, тобто. 2г. Займає об'єм 22.4л., отже 1г. (тобто одна еквівалентна маса), займатиме 11,2л. Аналогічно можна знайти еквівалентний об'єм кисню, який дорівнює 5.6л.
Закон еквівалентів.
Маси реагуючих речовин, а також продуктів реакції пропорційні їх еквівалентним масам. m1/m2=Ем1/Ем2
Для хімічної реакції:
νаА+νвВ=νсС+νдД справедливо nЕм(А)=nЕм(В)=nЕм(С)=nЕм(Д)
Де nЕм – число еквівалентних мас. Тому якщо відоме число еквівалентних мас однієї з речовин, то відпадає необхідність у підрахунку числа Ем речовин, що залишилися. Очевидно, що кількість еквівалентних мас дорівнює відношенню маси речовини до еквівалентної маси.
Закон еквівалентів для еквівалентних обсягів записується у такому вигляді:
Еквівалентні маси складних сполук.
На основі закону еквівалентних мас справедливі такі формули для розрахунку Ем:
Ем(оксиду)=μ(оксиду)/∑СОел-та, де ∑СОэл-та – сумарний ступінь окислення одного з елементів (вона дорівнює добутку степері окислення елемента на число атомів цього елемента)
Ем(солі)=μ(солі)/∑z , де ∑z – сумарний заряд іона (катіону чи аніону).
Ем(кислоти)=μ(кислоти)/nh(основність-число Н)
Ем(підстави)=μ(підстави)/nон(кислотність основи – число ВІН)
H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O
3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O
Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4
4. Два принципи квантової механіки: корпускулярно-хвильовий дуалізм та принцип невизначеності.
Електрон є об'єктом мікросвіту і в поведінці він підпорядковується особливим законам, не схожим на закони макросвіту. Рух об'єктів мікросвіту описується не законами механіки Ньютона, а законами квантової механіки. Квантова механіка ґрунтується на двох основних принципах.
Принцип корпускулярно-хвильового дуалізму.
Згідно з цим принципом, поведінка об'єктів мікросвіту може бути описана як рух частинки (корпускули) і як хвильовий процес. Фізично це уявити неможливо. Математично це описується рівнянням Де Бройля:
ק=(h*ν)/m*υ, де ν – довжина хвилі, що відповідає електрону масою m і що рухається зі швидкістю υ.
Принцип невизначеності Ґейзенберга.
Для електрона неможливо з якоюсь точністю визначити координату х та імпульс (px=m*Vx, де Vx – швидкість електрона у напрямку координати х)
Невизначеності (похибки) нашого знання про величини х та рх. Ми можемо говорити лише про ймовірне розташування електрона в цьому місці. Чим точніше ми визначаємо х, тим невизначенішим для нас стає величина рх.
З цих двох принципів складається ветоятностно-статистичний характер квантової механіки.
6. Послідовність заповнення електронами станів в атомах різних елементів (енергетичні стани електронів у багатоелектронних атомах). Електронні формули багатоелектронних атомів на прикладі елементів 2 та 3 періодів. Принцип Паулі Правило Хунда. Електронні формули елементів в основному та збуджених станах на прикладі атомів азоту, вуглецю, сірки.
Послідовність заповнення електронами станів в атомах різних елементів (енергетичні стани електронів у багатоелектронних атомах).
Відповідно до принципу мінімуму енергії, найточнішим станом атома буде те, за якого електрони розміщуються на орбіталях з найменшою енергією. Стан атома, що характеризується мінімальним значенням енергії електрона, називається основним (незбудженим).
Порядок заповнення орбіталей енергетично визначається:
1).принцип мінімуму енергії
2).принцип Паулі
3).правило Хунда
Принцип найменшої енергії
Так поява другого електрона в атома гелію призводить до того, що ефект взаємодії електрона з позитивним ядром, впливає ще й сила відштовхування електронів між собою. При подальшому зростанні електронів внутрішні або основні електрони перешкоджають взаємодії зовнішніх з ядром. Тобто внутрішні електрони екранують зовнішні, У зв'язку з цими причинами багатоелектронних атомах розрізняються підрівні з відповідно різним значенням енергії. Порядок чергування підрівнів визначається двома правилами Клечковського:
1).Менша енергія відповідає підрівню з меншим значенням суми n+l
2).При однакових значеннях суми менша енергія відповідає підрівню з меншим значенням m
Таблиця. 4s підрівень енергії нижче, ніж 3d підрівень, т.к. s електрони менше екрануються, ніж електрони, т.к. можуть ближче проникнути до ядра.
Принцип Паулі
В атомі не може бути двох електронів з однаковим набором квантових чисел. Таким чином, на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, причому з різними спинами обертання.
Правило Хунда
Підрівень заповнюється таким чином, щоб їхній сумарний спин був максимальним. Тобто в межах підрівня спочатку заповнюється максимальна кількість квантових осередків.
7. Характер зміни хімічних властивостей елементів зі збільшенням їх порядкового номера.S-, p-, d-, f- Елементи. Зв'язок між електронною конфігурацією атомів елементів та їх становищем у періодичній системі.
Характер зміни хімічних властивостей елементів зі збільшенням їх порядкового номера.
При збільшенні порядкового номера у періодах зліва направо наростають неметалеві (кислі) властивості. У групах наростають металеві (основні властивості). Це призводить до того, що поблизу діагоналі проведеної з лівого верхнього кута в нижній правий елементи утворюють сполуки амфотерного характеру.
Крім того, періодична зміна властивостей елементів зі збільшенням порядкового номера пояснюється періодичною зміною будови атомів, а саме числом електронів на зовнішніх енергетичних рівнях.
S -, p -, d -, f - Елементи. Зв'язок між електронною конфігурацією атомів елементів та їх становищем у періодичній системі.
Початок кожного періоду відповідає початку забудови нового енергетичного рівня. Номер періоду визначає номер зовнішнього рівня. Він забудовується у елементів головних підгруп. Тобто. s і p елементів. У елементів d заповнюється першого з зовні рівня. У f-другого зовні. Тобто. зовнішній і забудовується рівень який завжди збігаються. Оскільки d елементів заповнюється перший зовні рівень, а хімічні властивості в першу чергу визначаються структурою зовнішнього енергетичного рівня, то хімічні властивості цих елементів схожі між собою (наприклад, всі вони метали). У них відсутня різка зміна властивостей під час переходу від елемента до елемента. Як, наприклад, у s та p елементів. Ще більш схожі властивості елементів (лантаноїди і актиноїди), оскільки у них заповнюються ще більш глибокі підрівні.
10.Ковалентність у методі валентних зв'язків. Валентні можливості атомів елементів другого періоду в основному та збудженому станах. Порівняти валентні можливості (ковалентність) Sта О,FіCl
Ковалентність у методі валентних зв'язків.
Кожен атом надає один із пари електронів. Загальна кількість електронних пар, яку він утворює з атомами інших елементів, називається ковалентністю.
Валентні можливості атомів елементів другого періоду в основному та збудженому станах.
Порівняти валентні можливості (ковалентність) S та О, F і Cl у межах методу валентних зв'язків.
2.6. Закон Авогадро(А. Авогадро, 1811)
У рівних обсягах газів (V) за однакових умов (температури Т і тиску Р) міститься однакове число молекул.
Слідство із закону Авогадро: один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий обсяг.
Зокрема, за нормальних умов, тобто. при 0°С (273К) та
101,3 кПа, об'єм 1 молячи газу, дорівнює 22,4 л. Цей обсяг називають молярним об'ємом газу V m.
Таким чином, за нормальних умов (н.у.) молярний об'єм будь-якого газу V m= 22,4 л/моль.
Закон Авогадро використовується у розрахунках для газоподібних речовин. При перерахуванні обсягу газу від нормальних умов до будь-яких інших використовується об'єднаний газовий закон Бойля-Маріотта та Гей-Люссака:
де Р o , V o , Т o - тиск, обсяг газу та температура за нормальних умов (Р o = 101,3 кПа, Т o = 273К).
Якщо відома маса (m) або кількість (n) газу і потрібно обчислити його об'єм, або навпаки, використовують рівняння Менделєєва - Клапейрона: PV = n RT,
де n = m/M - відношення маси речовини до його молярної маси,
R — універсальна постійна газова, рівна 8,31 Дж/(моль Ч К).
Із закону Авогадро випливає ще одне важливе слідство: відношення мас однакових обсягів двох газів є величина постійна для цих газів. Ця постійна величина називається відносною щільністю газу і позначається D. Так як молярні обсяги всіх газів однакові (1-е наслідок закону Авогадро), то відношення молярних мас будь-якої пари газів також дорівнює цій постійній:
де М1 і М2 - молярні маси двох газоподібних речовин.
Величина D визначається експериментально як відношення мас однакових обсягів досліджуваного газу (М 1) та еталонного газу з відомою молекулярною масою (М 2). За величинами D і М 2 можна знайти молярну масу газу, що досліджується: M 1 = D Ч M 2 .
6. Застосування закону Авогадро. Молярний об'єм
Оскільки однакові обсяги газу містять однакову кількість молекул, то ваги молекул пропорційні щільності газів.
Щільність газу - це вага одного літра газу при температурі 0 ° С і тиск 760 мм ртутного стовпа (щільність кисню - 1,429). Фізичними методами її можна встановити дуже точно (особливо якщо визначається молекулярна вага речовини ще недослідженого) у такий спосіб: при відповідних тиску і температурі визначається обсяг, який займає певна вага випробуваної речовини; температура і тиск перераховуються на 0°З 760 мм ртутного стовпа, і за отриманим обсягом і вагою обчислюється щільність газу або речовини в газоподібному стані.
Якщо відома питома вага газу або речовини в газоподібному стані, можна відповідно до співвідношення:
обчислити, що молекулярна вага випробуваної речовини:
тобто. молекулярна вага газу або речовини в газоподібному стані дорівнює питомій вазі газу або речовини в газоподібному стані, помноженому на число 22,41.
Зважаючи на те, що це рівняння дійсно у всіх випадках, з нього випливає, що грам-молекула або моль кожного газу, тобто молярний об'єм кожного газу
Грам-молекула або моль кожного газу чи речовини в газоподібному стані займає за однакових температур і тиску однаковий об'єм. За нормальних умов 0°С та 760 мм тиску рт. ст. цей обсяг складає 22,41 літра.
Мал. 5. За нормальних умов (0°С та тиску 760 мм рт. ст. всі гази займають об'єм рівний 22,41 літра (молярний об'єм)
На величині молярного обсягу газу та на молекулярних рівняннях засновані стехіометричні обчислення, в яких ваги газів перераховуються на їх обсяг.
Обчисліть, скільки літрів кисню вийде розкладанням 250 г HgOі який обсяг кисень займатиме за нормальних умов(0°С та 760 мм тиску).
Для обчислення потрібно скористатися молекулярним рівнянням, оскільки воно вказує відносини обсягів:
із 432,32 г HgOвийде 32 г кисню (22,41) літра)
з 250 г HgOвийде х г кисню × літрів
Закон овогодро приклади
Розв'язання задач >> Моль. Закон Авогадро. Мольний обсяг газу
З 1961 р. у нашій країні запроваджено Міжнародну систему одиниць виміру (СІ). За одиницю кількості речовини прийнято міль. Моль - кількість речовини системи, що містить стільки молекул, атомів, іонів, електронів або інших структурних одиниць, скільки їх міститься в 0,012 кг ізотопу вуглецю 12С. Число структурних одиниць, що містяться в 1 молі речовини N a (число Авогадро), визначено з великою точністю; у практичних розрахунках його приймають рівним 6,02 * 1023 молекул (моль-1).
Неважко показати, що маса 1 молячи речовини (мольна маса), виражена в грамах, чисельно дорівнює відносної молекулярної маси цієї речовини, що виражається в атомних одиницях маси (а. е.м.). Наприклад, відносна молекулярна маса кисню (Мг) – 32 а.е.м., а мольна маса (М) – 32 г/моль.
Відповідно до закону Авогадро, у рівних обсягах будь-яких газів, узятих за однієї й тієї ж температурі та однаковому тиску, міститься однакове число молекул. Іншими словами, те саме число молекул будь-якого газу займає при однакових умовах один і той же обсяг. Разом з тим, 1 моль будь-якого газу містить однакову кількість молекул. Отже, за однакових умов 1 моль будь-якого газу займає той самий обсяг. Цей обсяг називається мольним обсягом газу (Vо) і за нормальних умов (0 °С = 273 К, тиску 101,325 кПа = 760 мм рт. ст. = 1 атм) дорівнює 22,4 дм3. Обсяг, зайнятий газом за цих умов, прийнято позначати через Vо, а тиск через Ро.
Відповідно до закону Бойля-Маріотта, при постійній температурі тиск, що виробляється даною масою газу, обернено пропорційно обсягу газу:
Ро/Р 1 = V 1 / Vо, або PV = const.
За законом Гей-Люссака при постійному тиску обсяг газу змінюється прямо пропорційно до абсолютної температури (Т):
V1/T1=Vо/То чи V/Т=const.
Залежність між обсягом газу, тиском і температурою можна виразити загальним рівнянням, що поєднує закони Бойля-Маріотта та Гей-Люссака:
PV / Т = PоVо / То, (*)
де Р і V - тиск та об'єм газу при даній температурі Т; Ро і Vо - тиск та обсяг газу за нормальних умов (н. у.). Наведене рівняння дозволяє знаходити будь-яку із зазначених величин, якщо відомі інші.
При 25 °С та тиску 99,3 кПа (745 мм рт. ст.) деякий газ займає об'єм 152 см3. Знайдіть, який обсяг займе цей самий газ при 0 °С і тиску 101,33 кПа?
Підставляючи дані завдання рівняння (*) отримаємо: Vо = PVТо / ТРо = 99,3 * 152 * 273 / 101,33 * 298 = 136,5 см3.
Виразіть у грамах масу однієї молекули СО2.
Молекулярна маса СО2 дорівнює 44,0 а. Отже, мольна маса СО2 дорівнює 44,0 г/моль. У 1 молі СО2 міститься 6,02 * 1023 молекул. Звідси знаходимо масу однієї молекули: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31 * 10 -23 р.
Визначте об'єм, який займе азот масою 5,25 г при 26 °С та тиску 98,9 кПа (742 мм рт. ст.).
Визначаємо кількість N2, що міститься в 5,25 г: 5,25 / 28 = 0,1875 моль, V = 0,1875 * 22,4 = 4,20 дм3. Потім наводимо отриманий обсяг до зазначених у задачі умов: V = РоVоТ / РТо = 101,3 * 4,20 * 299 / 98,9 * 273 = 4,71 дм3.
Закон Авогадро
У 1811 р. Авогадро висунув гіпотезу, за якою рівні обсяги всіх газів за однакових температурі і тиску містять однакове число молекул. Ця гіпотеза згодом дістала назву закону Авогадро.
Амедео Авогадро (1776-1856)-італійський фізик та хімік. Його найбільші досягнення полягають у тому, що він: встановив, що вода має хімічну формулу H2O, а не АЛЕ, як вважалося раніше; став проводити різницю між атомами і молекулами (більше того, ввів сам термін «молекула») і між атомною «вагою» і молекулярною «вагою»; сформулював свою знамениту гіпотезу (закон).
Число молекул в одному молі будь-якого газу дорівнює 6022 -10 ". Це число називається постійною Авогадро і позначається символом А. (Строго кажучи, воно не є безрозмірною чисельною величиною, а фізичною постійною, що має розмірність моль»1.) Постійна Авогадро-це просто назва числа 6,022-1023 (будь-яких частинок-атомів, молекул, іонів, електродів, навіть хімічних зв'язків чи хімічних рівнянь).
Оскільки одна моль будь-якого газу завжди містить однакове число молекул, із закону Авогадро випливає, що одна моль будь-якого газу завжди займає той самий обсяг. Цей обсяг для нормальних умов можна обчислити за допомогою рівняння стану ідеального газу (4), вважаючи п = 1 і підставляючи значення газової постійної R і стандартних температури і тиску в одиницях системи СІ. Такий розрахунок показує, що моль будь-якого газу за нормальних умов має обсяг 22,4 дм3. Ця величина називається молярним об'ємом.
Щільність газу. Оскільки один моль будь-якого газу за нормальних умов займає обсяг 22,4 дм3, неважко обчислити густину газу. Наприклад, одна моль газоподібного CO2 (44 г) займає об'єм 22,4 дм3. Звідси випливає, що щільність CO2 за нормальних умов дорівнює
Слід звернути увагу, що цей розрахунок заснований на двох припущеннях, а саме: a) CO2 підпорядковується закону Авогадро за нормальних умов і б) CO2 є ідеальним газом і, отже, підпорядковується рівнянню стану ідеального газу.
Пізніше ми переконаємося, що властивість реальних газів a CO2 є одним з них, за певних умов значно відхиляється від властивостей ідеального газу.
Щільність водню
На експериментальному визначенні щільностей газів та їх зіставленні з щільністю водню грунтувалися перші історії хімії визначення молекулярного «ваги» багатьох газів і рідин. У таких визначеннях водню завжди приписували атомну «вагу», що дорівнює одиниці.
Поняття атомна вага та молекулярна вага означають приблизно те саме, що й сучасні терміни «відносна атомна Маса» і відповідно «відносна молекулярна маса».
www.himikatus.ru
Закон Авогадро
Формулювання закону Авогадро
Цей закон було сформульовано італійським ученим Амедео Авогадро в 1811 р. як гіпотези, та був отримав експериментальне підтвердження. Цей закон також можна вивести з основного рівняння молекулярно-кінетичної теорії:
Враховуючи, що концентрація:
З останнього виразу число молекул газу:
Очевидно, що за однакових умов (однакових тиску та температури) в рівних обсягах число молекул буде однаковим.
Наслідки із закону Авогадро
Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.
Наслідок 1 із закону Авогадро.Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий обсяг.
Зокрема за нормальних умов обсяг одного моля ідеального газу дорівнює 22,4 л. Цей обсяг називають молярним об'ємом :
Наслідок 2 із закону Авогадро.Відношення мас однакових обсягів двох газів є постійна величина для даних газів. Ця величина називається відносною щільністю.
