Закон авогадро, формулировка и следствия

Предвидеть результаты исследования, предугадать закономерность, почувствовать общие истоки – всем этим отмечено творчество большого числа экспериментаторов и учёных. Чаще всего прогноз распространяется лишь на область занятости исследователя.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

И мало у кого хватает смелости заняться долгосрочным прогнозированием, существенно опередив время. У итальянца Амедео Авогадро смелости было хоть отбавляй. Именно по этой причине данный учёный известен сейчас во всём мире. А закон Авогадро и по сей день используется всеми химиками и физиками планеты.

В этой статье мы подробно расскажем о нём и его авторе.

Детство и учёба

Амедео Авогадро родился в Турине в 1776 году. Его отец Филиппе работал служащим в судебном ведомстве. Всего в семье было восемь детей. Все предки Амедео служили адвокатами при католической церкви. Молодой человек также не отступил от традиции и занялся юриспруденцией. К двадцати годам он уже имел степень доктора.

Со временем юридическая практика перестала увлекать Амедео. Интересы молодого человека лежали в другой сфере. Ещё в юности он посещал школу экспериментальной физики и геометрии. Тогда в будущем учёном и проснулась любовь к наукам. Из-за пробелов в знаниях Авогадро занялся самообразованием. В 25 лет Амедео всё свободное время уделял изучению математики и физики.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Научная деятельность

На первом этапе научная деятельность Амедео была посвящена изучению электрических явлений. Интерес Авогадро особо усилился после того как Вольт открыл источник электрического тока в 1800 году. Не менее интересны молодому учёному были дискуссии Вольта и Гальвани о природе электричества. Да и в целом тогда данная область была передовой в науке.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Гидролиз жиров, уравнения и примеры

Оценим за полчаса!

В 1803 и 1804 годах Авогадро вместе с братом Феличе представил учёным из Туринской Академии две работы, раскрывающие теории электрохимических и электрических явлений. В 1804 году Амедео стал членом-корреспондентом данной академии.

В 1806 году Авогадро устроился репетитором в Туринский лицей. А спустя три года учёный перебрался в лицей Верчелли, где преподавал математику и физику на протяжении десяти лет.

В тот период Амедео прочитал много научной литературы, делая из книг полезные выписки. Он вёл их до конца жизни. Накопилось целых 75 томов по 700 страниц каждый.

Содержание этих книг говорит о разносторонности интересов учёного и о том колоссальном труде, который он проделал.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Личная жизнь

Семейную жизнь Амедео устроил довольно поздно, когда его возраст уже перевалил за третий десяток. Работая в Верчелли, он встретил Анну ди Джузеппе, которая была намного моложе учёного. В этом браке родилось восемь детей. Никто из них не пошёл по стопам отца.

Закон Авогадро и его следствия

В 1808 году Гей-Люссак (в соавторстве с Гумбольдтом) сформулировал принцип объёмных отношений. Этот закон гласил, что соотношение между объёмами реагирующих газов можно выразить простыми числами.

Например, 1 объём хлора, соединяясь с 1 объёмом водорода, даёт 2 объёма хлороводорода и т.п.

Но данный закон ничего не давал, так как, во-первых, не было конкретного различия между понятиями корпускула, молекула, атом, а во-вторых, у учёных были разные мнения насчёт состава частиц различных газов.

В 1811 году Амедео занялся тщательным анализом результатов исследований Гей-Люссака. В итоге Авогадро понял, что закон объёмных отношений позволяет понять устройство молекулы газов. Гипотеза, которую он сформулировал, гласила: «Число молекул любого газа в одном и том же объёме всегда одинаково».

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Открытие закона

Целых три года учёный продолжал экспериментировать. И в итоге появился закон Авогадро, который звучит так: «Равные объёмы газообразных веществ при одинаковой температуре и давлении содержат одинаковое количество молекул. А меру массы молекул можно определить по плотности различных газов».

Например, если 1 литр кислорода содержит столько же молекул, сколько и 1 литр водорода, то отношение плотностей данных газов равно отношению массы молекул. Также учёный отметил, что молекулы в газах не всегда состоят из одиночных атомов. Допустимо наличие как разных, так и одинаковых атомов.

К сожалению, во времена Авогадро данный закон нельзя было доказать теоретически. Но он давал возможность устанавливать в экспериментах состав молекул газов и определять их массу. Давайте проследим логику подобных рассуждений.

В ходе эксперимента было выявлено, что пары воды из газа, а также объёмы водорода и кислорода соотносятся в пропорции 2:1:2. Из этого факта можно сделать разные выводы. Первый: молекула воды состоит из трёх атомов, а молекулы водорода и кислорода из двух.

Вполне уместен и второй вывод: молекулы воды и кислорода двухатомны, а водорода – одноатомны.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Противники гипотезы

У закона Авогадро было много противников. Отчасти это было связано с тем, что в те времена отсутствовала простая и ясная запись уравнений и формул химических реакций. Главным недоброжелателем был Йенс Берцелиус – шведский химик, имеющий непререкаемый авторитет.

Он считал, что у всех атомов есть электрические заряды, а сами молекулы состоят из атомов с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Так, у атомов водорода был положительный заряд, а у атомов кислорода – отрицательный.

С этой точки зрения молекулы кислорода, состоящей из 2-х одинаково заряженных атомов, просто не существует. Но если молекулы кислорода всё же одноатомны, то в реакции азота с кислородом пропорция соотношения объёмов должна быть 1:1:1.

Данное утверждение противоречит эксперименту, где из 1 литра кислорода и 1 литра азота получали 2 литра оксида азота. Именно по этой причине Берцелиус и другие химики отвергали закон Авогадро. Ведь он абсолютно не соответствовал экспериментальным данным.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Возрождение закона

До шестидесятых годов девятнадцатого столетия в химии наблюдался произвол. Причём он распространялся как на оценку молекулярных масс, так и на описание химических реакций. Об атомном составе сложных веществ было вообще много неверных представлений. Некоторые учёные даже планировали отказаться от молекулярной теории.

И только в 1858 году химик из Италии по имени Канниццаро нашёл в переписке Бертолле и Ампера ссылку на закон Авогадро и следствия из него. Это упорядочило запутанную картину химии того времени. Два года спустя Канниццаро рассказал о законе Авогадро в Карлсруэ на Международном конгрессе по химии. Его доклад произвёл на учёных неизгладимое впечатление.

Один из них сказал, что он как будто прозрел, все сомнения испарились, а взамен появилось чувство уверенности.

После того как закон Авогадро признали, учёные могли не только определять состав молекул газов, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Эти знания помогали в расчёте массовых соотношений реагентов в различных химических реакциях. И это было очень удобно. Измеряя массу в граммах, исследователи могли оперировать молекулами.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Заключение

Много времени прошло с тех пор, как был открыт закон Авогадро, но об основоположнике молекулярной теории никто не забыл. Логика учёного была безупречной, что позже подтвердили расчёты Дж.

Максвелла, основанные на кинетической теории газов, а затем и экспериментальные исследования (броуновское движение). Также было определено, сколько содержится частиц в моле каждого газа.

Эта константа – 6,022•1023 была названа числом Авогадро, увековечив имя проницательного Амедео.

Источник: https://www.syl.ru/article/200044/mod_zakon-avogadro-opisanie-i-biografiya-uch-nogo

Урок 23. Закон Авогадро – HIMI4KA

Архив уроков › Основные законы химии

В уроке 23 «Закон Авогадро» из курса «Химия для чайников» поговорим о роли изучения газов для всей науки, а также дадим определение закону Авогадро. Этим уроком мы открываем третий раздел курса, под названием «Законы газового состояния». Рекомендую просмотреть прошлые уроки, так как в них изложены основы химии, которые понадобятся вам в изучении данной главы.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Предисловие к главе

Слово «Газ» происходит от хорошо известного греческого слова хаос. Химики гораздо позже подошли к изучению газов, чем других веществ. Твердые и жидкие вещества было значительно легче опознавать и отличать друг от друга, а представление о различных «воздухах» зарождалось очень медленно.

Диоксид углерода был получен из известняка только в 1756 г. Водород открыли в 1766 г., азот — в 1772 г., а кислород — в 1781 г. Несмотря на столь позднее открытие газов, они являлись первыми веществами, физические свойства которых удавалось объяснить при помощи простых законов.

Оказалось, что когда вещества, находящиеся в этом трудноуловимом состоянии, подвергаются изменениям температуры и давления, они ведут себя по гораздо более простым законам, чем твердые и жидкие вещества.

Более того, одним из важнейших испытаний атомистической теории оказалась ее способность объяснить поведение газов. Эта история излагается в данной главе.

Заключив в замкнутый сосуд образец какого-либо газа, мы можем измерить его массу, объем, давление на стенки сосуда, вязкость, температуру, теплопроводность и скорость распространения  нем звука.

Легко также измерить скорость эффузии (истечения) газа через отверстие в сосуде и скорость, с которой один газ диффундирует (проникает) в другой.

В данном разделе будет показано, что все эти свойства не являются независимыми друг от друга, а связаны при помощи довольно простой теории, основанной на предположении, что газы состоят из непрерывно движущихся и сталкивающихся частиц.

В развитие атомистической теории чрезвычайно важную роль сыграла гипотеза, выдвинутая в 1811 г. Амедо Авогадро (1776-1856).

Авогадро предположил, что в равных объемах всех газов, при одинаковых температуре и давлении, содержится равное число молекул. Это означает, что плотность газа должна быть пропорциональна молекулярной массе данного газа.

 Под плотностью газа понимается его масса, приходящаяся на единицу объема и измеряемая в граммах на миллилитр (г/мл).

На гипотезу Авогадро обратили внимание лишь спустя 50 лет, которая после многочисленных испытаний было подтверждена и из гипотезы превратилась в закон Авогадро. В знак запоздалого признания незаслуженно обойденного вниманием ученого число молекул в моле вещества впоследствии получило название числа Авогадро, равное 6,022·1023.

Закон Авогадро, формулировка и следствия

Если воспользоваться законом Авогадро, то число молекул газа, а следовательно и число n его молей должно быть пропорционально объему V газа:

  • Число молей газа n = k·V (при постоянных P и Т)

В этом уравнении k — коэффициент пропорциональности, зависящий от температуры T и давления P.

В уроке 23 «Закон Авогадро» мы рассмотрели одну из многих закономерностей, присущих газам.

В данной главе мы обсудим и другие закономерности, связывающие между собой давление газа P, его объем V, температуру T и число молей n в данном образце газа. Надеюсь урок был познавательным и понятным.

Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-23-zakon-avogadro.html

Закон Авогадро

  • Главная
  • Справочник
  • Законы
  • Законы термодинамики
  • Закон Авогадро

Пусть температура постоянна (( T=const )), давление не изменяется (( p=const )), объем постоянный ( (V=const) ): ( (N) ) — число частиц (молекул) любого идеального газа величина неизменная. Это утверждение называется законом Авогадро.

Закон Авогадро звучит следующим образом:

В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Закон Авогадро был открыт в 1811 г Амедео Авогадро. Предпосылкой для это­го стало правило кратных отношений: при одинаковых ус­ловиях объемы газов, вступа­ющих в реакцию, находятся в простых соотношениях, как 1:1, 1:2, 1:3 и т. д.

Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил закон объемных отношений:

Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.

Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI).

Реальные газы, как правило, являются смесью чистых газов — кислорода, водоро­да, азота, гелия и т. п. Например, воздух состоит из 77 % азота, 21 % кислорода, 1 % водорода, остальные — инертные и прочие газы. Каждый из них создает давление на стенки сосуда, в котором находится.

Парциальное давление Давление, которое в смеси газов создает каждый газ в отдельности, как будто он один занимает весь объем, называется парциальным давлением (от лат. partialis — частичный)

Нормальные условия: p = 760 мм рт. ст. или 101 325 Па, t = 0 °С или 273 К.

Читайте также:  График логарифмической функции, с примерами

Следствия из закона Авогадро

Следствие 1 из закона Авогадро Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом ( V_{mu} )

[V_{mu}=dfrac{V}{
u} ]

где ( V_{mu} ) — молярный объем газа (размерность л/моль); ( V ) — объем вещества системы; ( n ) — количество вещества системы. Пример записи: ( V_{mu} ) газа (н.у.) = 22,4 л/моль.

  • Следствие 2 из закона Авогадро Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью ( D )
  • [D=frac{m_1}{m_2}=dfrac{{mu}_1}{{mu}_2} ]
  • где ( m_1 ) и ( m_2 ) — молярные массы двух газообразных веществ.
  • Величина ( D ) определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа ( m_1 ) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам ( D ) и ( m_2 ) можно найти молярную массу исследуемого газа: ( m_1 = D cdot m_2 )

Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа ( V_{mu} = 22,4 ) л/моль.

  1. Относительную плотность чаще всего вычисляют по отношению к воздуху или водороду, используя, что молярные массы водорода и воздуха известны и равны, соответственно:
  2. [ {mu }_{H_2}=2cdot {10}^{-3}frac{кг}{моль} ]
  3. [ {mu }_{vozd}=29cdot {10}^{-3}frac{кг}{моль} ]

Очень часто при решении задач используется то, что при нормальных условиях (н.у.) (давлении в одну атмосферу или, что тоже самое ( p={10}^5Па=760 мм рт.ст, t=0^o C )) молярный объем любого идеального газа:

  • [ frac{RT}{p}=V_{mu }=22,4cdot {10}^{-3}frac{м^3}{моль}=22,4frac{л}{моль} . ]
  • Концентрацию молекул идеального газа при нормальных условиях:
  • [ n_L=frac{N_A}{V_{mu }}=2,686754cdot {10}^{25}м^{-3} , ]
  • называют числом Лошмидта.

Определите, какой объем займут 0,5 моля ( {Cl}_2 ) при нормальных условиях. Какой объем займут 140 гр хлора при н.у.?

Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при н.у. занимает ( V_{mu }=22,4cdot {10}^{-3}frac{м^3}{моль} ), воспользуемся этим.

[ V_{{Cl}_2}=
u cdot V_{mu } left(1.1
ight). ]

  1. Так как единицы данных приведены в СИ, проведем вычисления:
  2. [ V_{{Cl}_2}=0,5cdot 22,4cdot {10}^{-3}=11,2cdot {10}^{-3} (м^3) ]
  3. Для решения второй части задачи используем формулу для количества вещества:
  4. [
    u =frac{m}{mu } (1.2) ]
  5. Молярную массу хлора найдем с помощью таблицы Менделеева:

[ {mu }_{{Cl}_2}=70cdot {10}^{-3}frac{кг}{моль} left(1.3
ight). ]

Используем формулу (1.1), подставим (1.2), получим:

[ V_{{Cl}_2}=frac{m}{м}V_м left(1.4
ight). ]

Проведем расчет, если m=140 гр = 140( cdot {10}^{-3} кг ):

[ V_{{Cl}_2}=frac{140cdot {10}^{-3}}{70cdot {10}^{-3}}cdot 22,4cdot {10}^{-3}=44,8cdot {10}^{-3} (м^3) ]

Объем 0,5 молей хлора займут объем 11,2 л. Объем 140 гр хлора 44,8 л.

13, 8 грамма вещества сгорают полностью. В результате горения получается 26,4 гр ( CO_2 ) и 16,2 гр ( H_2O. ) Относительная плотность паров искомого газа по водороду равна 23. Какова молекулярная формула вещества?

Найдем молярную массу искомого вещества по формуле, если известно, что ( {mu }_{H_2} )=2( frac{г}{моль} ):

[ D=frac{m_1}{m_2}=frac{{mu }_x}{{mu }_{H_2}} o {mu }_x=23cdot 2=46 left(frac{г}{моль}
ight) (2.1). ]

Найдем массу углерода, составив пропорцию:

CO2 C
1 моль 1 моль
26,4 г х
44 г 12 г
  • [ m_C ]=( x=frac{26,4cdot 12}{44} )=7,2 (гр.)
  • аналогично найдем массу водорода:
  • [ m_H=frac{16,2cdot 2}{18}=1,8 (гр.) ]
  • И для кислорода:
  • [ m_O=13,8-7,2-1,8=4,8 left(гр
    ight) ]
  • согласно закону сохранения массы.
  • Найдем количество молей веществ:
  • [ {
    u }_C=frac{7,2}{12}=0,6 left(моль
    ight) ]
  • [ {
    u }_Н=frac{1,8}{1}=1,8 left(моль
    ight) ]
  • [ {
    u }_O=frac{4,8}{16}=0,3 left(моль
    ight) ]
  • Из закона отношений:
  • [ {
    u }_C:н_Н:н_O=0,6:1,8:0,3 (2.2) ]
  • Разделим числа из последнего соотношения на 0,3, получим:
  • 2:6:1
  • Следовательно, простейшая формула: ( C_2H_6O ).
  • [ {mu }_{C_2H_6O}=24+6+16=46 left(frac{г}{моль}
    ight)(2.3) ]

Полученная молярная масса в формуле (2.1), также ( 46 left(frac{г}{моль}
ight) ), следовательно, простейшая и истинная формулы искомого вещества совпадают.

Формула сгоревшего вещества ( C_2H_6O. )

Какой объем занимает 0,2 моль N2 при н.у.?

н.у.

Vm = 22, 4 л/моль

ν (N2) = 0,2 моль

  1. Решение:
  2. ν (N2) = V(N2 ) / Vm , следовательно
  3. V (N2 ) = ν (N2) · Vm =
  4. = 0,2 моль · 22,4 л / моль = 4,48 л

Какой объем займут 56 г. газа СО при н.у.?

н.у.

Vm = 22, 4 л/моль

m (CO) = 56 г

  • ν (CO) = V(CO) / Vm , следовательно
  • V (CO ) = ν (CO) · Vm
  • Неизвестное количество вещества найдём по формуле:
  • ν = m/M
  • M(CO) = Ar(C) + Ar(O) = 12 + 16 = 28 г/моль
  • ν (СО) = m/M = 56 г / 28 г/моль = 2 моль
  • V (CO ) = ν (CO) · Vm = 2 моль · 22,4 л/моль = 44,8 л

Не можешь написать работу сам?

Доверь её нашим специалистам

от 100 р.стоимость заказа Закон Авогадро, формулировка и следствия

Если материал понравился Вам и оказался для Вас полезным, поделитесь им со своими друзьями!

  • Закон Бойля-Мариотта. Изотермаесли при постоянной темпе­ратуре происходит термодинамический про­цесс, вследствие которого газ переходит из одного состояния (p1 и V1) в другое (p2 и V2), то произведение давления на объем данной массы газа при постоянной температуре яв­ляется постоянным: pV = const.
  • При неизменном объеме отношение давления данной массы газа к его абсолютной температуре есть величина постоянная.
  • Первый закон термодинамикиКоличество теплоты, которое подводится к системе, расходуется на совершение данной системой работы (против внешних сил) и изменение ее внутренней энергии.
  • Второй закон термодинамикиНевозможно создать круговой процесс, результатом которого станет исключительно превращение теплоты, которое получено от нагревателя, в работу.
  • Закон Гей-Люссака. ИзобараПри постоянном давлении относительное изменение объема газа данной массы прямо пропорционально изменению тем­пературы:
  • Старинные русские меры длины, веса, объёмаСистема древнерусских мер длины включала в себя следующие основные меры: версту, сажень, аршин, локоть, пядь и вершок.
  • Переводчик азбуки Морзе онлайнАзбука Морзе — перечень сигналов из точек и тире, воспроизводящихся с помощью радиосигналов или прерыванием постоянного электрического тока.
  • Бесплатный генератор паролей онлайнСоздать бесплатно пароль любой длины и уровня сложности для ваших приложений, аккаунтов, соц. сетей, паролей к Windows, зашифрованным архивам и т.д.
  • Ведро́ — сосуд для хранения жидких и сыпучих материалов и транспортировки их на небольшие расстояния.
  • Массой тела называется физическая величина, характеризующая его инерционные и гравитационные свойства.
  • Сколько километров в миле?Морскую милю приравняли к 1862 метрам, сухопутная американская миля равна 1.609344 километра.
  • Конвертер текста в юникодКонвертер для перевода любого текста (не только кириллицы) в Юникод.

Источник: https://calcsbox.com/post/zakon-avogadro.html

Секретная шпаргалка по химии. 4.1 Закон Гей-Люссака. Закон Авогадро. Горение

В интернете бушуют страсти вокруг моей статьи «Тайны задач по химии? Вскрытие покажет…» Уже делают ставки по поводу следующей жертвы вскрытия. Мне это дело очень нравится.

Когда горят эмоции, людям становится тепло и легче дышится, поскольку сгорает вся ненужная шелупонь. Потому сегодня мы начинаем изучать газы. Это сложная тема, она не уложится в объем одной статьи, равно как и в объем одного занятия. Теория простая, но задачи…

Это что-то с чем-то, «гестапо отдыхает». До ЕГЭ пока доплыли элементарные расчеты, представленные в 28 задании. В 34 задаче я несколько раз встречала более сложные фишки, но им еще очень далеко до задач на газы легендарных авторов, таких как Середа И.П. или Белавин И.Ю.

Однако, не расслабляйтесь! Задания ЕГЭ с каждым годом «все чудесатее и чудесатее».

Сегодня мы поговорим о законе объемных отношений Гей-Люссака, законе Авогадро, связанных с этими законами легких расчетах по уравнениям реакций с газами и о процессе горения.

В 1802 году, практически одновременно с Джоном Дальтоном, французский ученый-химик Жозеф Луи Гей-Люссак на основании опытных данных (т.е. эмпирически) сформулировал закон объемных отношений:

«Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа (измерение объемов газов проводятся при одинаковых температуре и давлении)»

Изложим закон объемных отношений современными понятиями.

Объемы газообразных реагентов и продуктов, измеренные при одинаковых условиях, относятся друг к другу как коэффициенты в уравнении химической реакции.

В 1811 году итальянский химик Амадео Авогадро сформулировал гипотезу, подтвержденную позже большим количеством экспериментов и вошедшую в науку под названием закон Авогадро:

«В равных объемах различных газов, измеренных при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул»

Оба эти закона легли в основу расчетов по уравнениям реакций с газами. Таким образом, в отличие от твердых веществ и растворов, с газами можно работать, используя две расчетные величины — количество вещества и с объем. Выбираем сами, как нам удобнее.

Горение — экзотермическая реакция окисления простых и сложных веществ кислородом (или озоном). Продукты горения, обычно, оксиды (есть исключение). На представленной внизу схеме хорошо видно, какие продукты образуются при сгорании разных элементов реагента. Кстати, в некоторых случаях продукты горения могут реагировать между собой. Такие реакции также показаны на схеме

Приведу примеры 28 задания ЕГЭ (Расчеты объемных отношений газов при химических реакциях, расчеты по термохимическим уравнениям) Условия задач взяты из тренировочных работ ЕГЭ по химии. Возьмите тетрадку, ручку и попробуйте решить эти задачи — вначале вместе со мной, затем самостоятельно.

Задача 1

Рассчитайте объем воздуха, необходимый для сжигания 1,4 л этилена. Считать объемную долю кислорода в воздухе равной 21%.

Задачу решаем стандартно, по Четырем Заповедям. По уравнению реакции определяем объем кислорода. Объем воздуха рассчитываем по формуле объемной доли кислорода в воздухе.

Задача 2

Рассчитайте объем кислорода, необходимый для сжигания смеси 2 л метана и 2 л этана.

Реакцию горения записываем для каждого реагента отдельно. Ни в коем случае нельзя записывать все в одну реакцию! По каждой реакции рассчитываем объем кислорода, а затем суммируем эти объемы.

Задача 3

Рассчитайте объем углекислого газа (н.у.), который образуется при горении 40 л метана в 40 л кислорода (н.у.)

В задаче представлены данные для обоих реагентов, поэтому определяем избыток-недостаток (стандартным способом). На фото путь расчета избытка-недостатка показан синими стрелками. Избыток заключается в скобки, расчет проводится по недостатку.

Задача 4

Рассчитайте объем азота (н.у.), полученного при полном сгорании 15 л аммиака (н.у.)

Не забываем, продуктом сгорания элемента азота является простое вещество азот. Монооксид азота NO (бесцветный газ) может быть получен только при использовании катализатора или при очень высокой температуре (разряд молнии, разряд электрической дуги)

Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии http://repetitor-him.ru. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7(903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы «Решение задач по химии» — и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!

Источник: https://zen.yandex.ru/media/id/5b5237690fd17e00a8a96f05/5bbbb02524936900a923bfaf

Закон Авогадро

Авогадро анонсировал следующий закон:

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

А теперь давайте разбираться, что он имел ввиду… Никто не знает, как получить 1 литр чистого газа в XIX веке, Авогадро в тот момент руководствовался своим огромным опытом и знаниями в этой области и объявленный закон являлся не чем иным, как гипотезой. Поэтому закон выделенный абзацем выше нужно запомнить как есть.

А для того, что бы понять данный закон, давайте определимся с терминами:

Нормальные условия

В химии существует понятие «нормальные условия», это очень дружелюбный термин, который обозначает нормальные температуру и давление, а именно — 0°С (или 273,15 К) и 1 атм. В химии всегда подразумевается, что эксперимент проходит в нормальных условиях.

Моль

Моль — это 6,022 141 29 (27) · 1023 элементов (атомы, молекулы или хомячки — не важно, это просто число). Далее будет идти сокращение 6,022· 1023, но Вы понимаете, о чём речь.

Молярная масса

Молярной массой вещества названа масса 6,022·1023 атомов химического элемента. То есть молярная масса гелия — это масса 6,022·1023 атомов гелия. Молярная масса никеля — это масса 6,022·1023 атомов никеля. И, внимание! Молярная масса молекулы воды (H2O) равна массе 2 × 6,022·1023 атомов водорода плюс масса 6,022·1023 атомов кислорода.

Откуда берётся молярная масса? Это сложный химический эксперимент, описан в статье про моль, а для решения задач будет достаточно данных из справочника, например, молярная масса химических элементов указана в таблице менделеева.

Газ

Молекулы газа состоят из одного или более атомов. Из одного атома состоят газы гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон и оганесон — это элементы последней группы таблицы Менделеева. Одноатомность таких газов следует из строения электронной оболочки атомов

Двухатомными газами являются водород, азот, кислород, фтор и хлор. Молекулы таких газов состоят из двух атомов, то есть: H2, N2, O2, F2, Cl2

Объяснение закона Авогадро

При нормальных условиях:

1 л водорода весит 0,09 г — это результат эксперимента, молярная масса газа водорода — 2·1,008 г/моль. 1 л кислорода весит 1,429 г — это также результат эксперимента, молярная масса газа кислорода — 32 г/моль.

2.016/0.09 = 22,4 л/моль 32/1,429 = 22,4 л/моль

Этот эксперимент Вы можете повторить в домашних условиях 😉

Таким образом, 1 моль газа при нормальных условиях занимает объём 22,4 л, откуда можно сделать вывод: в 22,4 л газа содержится 1 моль молекул.

Задача

Какую массу будет иметь 40 л газа кислорода?

Решение

Что бы определить массу из объёма потребуется узнать количество молекул газа, затем посчитать их массу.

В 22,4 л газа содержится один моль молекул, откуда:

40/22,4 ≈ 1.79 в 40 л газа содержится 1.79 моль молекул

Кислород — это двухатомный газ, а значит его формула O2, то есть в одной молекуле содержится 2 атома кислорода. Следовательно:

1.79×2 = 3.58 В 1.79 моль молекул содержится 3.58 моль атомов кислорода.

В таблице Менделеева указана молярная масса кислорода и она равна 15,999 г/моль, откуда:

15.999 × 3.58 ≈ 57.28 г

Ответ: 40 л газа кислорода имеет массу 57.28 г

Источник: https://k-tree.ru/spravochnik/himiya/zakon_avogadro

Авогадро закон

Авогадро закон. О жизни выдающегося итальянского ученого Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро ди Кваренья э ди Черрето (1776–1856) мы знаем очень мало. Известно, что он получил юридическое образование и был адвокатом по делам бедных.

А когда войска Наполеона заняли Северную Италию, Авогадро стал секретарем новой французской провинции. Но не защита бедных и не ответственная работа в новой французской администрации принесли ему всемирную (хотя и сильно запоздавшую) славу.

Сейчас невозможно найти ни одного учебника химии и физики, на каком бы языке он ни был издан, в котором бы не упоминался закон, сформулированный с помощью гениальной интуиции итальянского ученого.

Именно закон Авогадро помог ученым правильно определить формулы многих молекул и рассчитать атомные массы различных элементов.

В 1808 Гей-Люссак (совместно с немецким естествоиспытателем Александром Гумбольдтом) сформулировал так называемый закон объемных отношений, согласно которому соотношение между объемами реагирующих газов выражается простыми целыми числами.

Например, 2 объема водорода соединяются с 1 объемом водорода, давая 2 объема водяного пара; 1 объем хлора соединяется с 1 объемом водорода, давая 2 объема хлороводорода и т.д. Этот закон в то время мало что давал ученым, поскольку не было единого мнения о том, из чего состоят частицы разных газов.

Не существовало и четкого различия между такими понятиями как атом, молекула, корпускула.

В 1811 Авогадро, тщательно проанализировав результаты экспериментов Гей-Люссака и других ученых, пришел к выводу, что закон объемных отношений позволяет понять, как же «устроены» молекулы газов.

Читайте также:  Формулы площади ромба и примеры применения

«Первая гипотеза, – писал он, – которая возникает в связи с этим и которая представляется единственно приемлемой, состоит в предположении, что число составных молекул любого газа всегда одно и то же в одном и том же объеме…

» А «составные молекулы» (сейчас мы их называем просто молекулами), по мысли Авогадро, состоят из более мелких частиц – атомов.

Тремя годами позже Авогадро изложил свою гипотезу еще более четко и сформулировал ее в виде закона, который носит его имя: «Равные объемы газообразных веществ при одинаковом давлении и температуре содержат одно и то же число молекул, так что плотность различных газов служит мерой массы их молекул…

» Это добавление было очень важным: оно означало, что можно, измеряя плотность разных газов, определять относительные массы молекул, из которых эти газы состоят.

Действительно, если в 1 л водорода содержится столько же молекул, что и в 1 л кислорода, то отношение плотностей этих газов равно отношение масс молекул.

Авогадро особо отмечал, что молекулы в газах не обязательно должны состоять из одиночных атомов, а могут содержать несколько атомов – одинаковых или разных. (Справедливости ради следует сказать, что в 1814 известный французский физик А.М.Ампер независимо от Авогадро пришел к тем же выводам.)

Во времена Авогадро его гипотезу невозможно было доказать теоретически. Но эта гипотеза давала простую возможность экспериментально устанавливать состав молекул газообразных соединений и определять их относительную массу. Попробуем проследить логику таких рассуждений. Эксперимент показывает, что объемы водорода, кислорода и образующихся из этих газов паров воды относятся как 2:1:2.

Выводы из этого факта можно сделать разные. Первый: молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов (Н2 и О2), а молекула воды – из трех, и тогда верно уравнение 2Н2 + О2® 2Н2О. Но возможен и такой вывод: молекулы водорода одноатомны, а молекулы кислорода и воды двухатомны, и тогда верно уравнение 2Н + О2® 2НО с тем же соотношением объе мов 2:1:2.

В первом случае из соотношения масс водорода и кислорода в воде (1:8) следовало, что относительная атомная масса кислорода равна 16, а во втором – что она равна 8. Кстати, даже через 50 лет после работ Гей-Люссака некоторые ученые продолжали настаивать на том, что формула воды именно НО, а не Н2О. Другие же считали, что правильна формула Н2О2.

Соответственно в ряде таблиц атомную массу кислорода принимали равной 8.

Однако был простой способ выбрать из двух предположений одно верное. Для этого надо было лишь проанализировать результаты и других аналогичных экспериментов. Так, из них следовало, что равные объемы водорода и хлора дают удвоенный объем хлороводорода.

Этот факт сразу отвергал возможность одноатомности водорода: реакции типа H + Cl → HCl, H + Cl2→ HCl2 и им подобные не дают удвоенного объема HCl. Следовательно, молекулы водорода (а также хлора) состоят из двух атомов.

Но если молекулы водорода двухатомны, то двухатомны и молекулы кислорода, а в молекулах воды три атома, и ее формула – Н2О.

Удивительно, что такие простые доводы в течение десятилетий не могли убедить некоторых химиков в справедливости теории Авогадро, которая в течение нескольких десятилетий оставалась практически незамеченной.

Отчасти это объясняется отсутствием в те времена простой и ясной записи формул и уравнений химических реакций. Но главное – противником теории Авогадро был знаменитый шведский химик Йенс Якоб Берцелиус, имевший непререкаемый авторитет среди химиков всего мира.

Согласно его теории, все атомы имеют электрические заряды, а молекулы образованы атомами с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Считалось, что атомы кислорода имеют сильный отрицательный заряд, а атомы водорода – положительный.

С точки зрения этой теории невозможно было представить молекулу кислорода, состоящую из двух одинаково заряженных атомов! Но если молекулы кислорода одноатомны, то в реакции кислорода с азотом: N + O → NO соотношение объемов должно быть 1:1:1. А это противоречило эксперименту: 1 л азота и 1 л кислорода давали 2 л NO.

На этом основании Берцелиус и большинство других химиков отвергли гипотезу Авогадро как не соответствующую экспериментальным данным!

Возродил гипотезу Авогадро и убедил химиков в ее справедливости в конце 1850-х молодой итальянский химик Станислао Канниццаро (1826–1910). Он принял для молекул газообразных элементов правильные (удвоенные) формулы: H2, O2, Cl2, Br2 и т.д. и согласовал гипотезу Авогадро со всеми экспериментальными данными.

«Краеугольный камень современной атомной теории, – писал Канниццаро, – составляет теория Авогадро… Эта теория представляет самый логичный исходный пункт для разъяснения основных идей о молекулах и атомах и для доказательства последних…

Вначале казалось, что физические факты были в несогласии с теорией Авогадро и Ампера, так что она была оставлена в стороне и скоро забыта; но затем химики самой логикой их исследований и в результате спонтанной эволюции науки, незаметно для них, были приведены к той же теории…

Кто не увидит в этом длительном и неосознанном кружении науки вокруг и в направлении поставленной цели решительного доказательства в пользу теории Авогадро и Ампера? Теория, к которой пришли, отправляясь от различных и даже противоположных пунктов, теория, которая позволила предвидеть немало фактов, подтвержденных опытом, должна быть чем-то большим, чем простой научной выдумкой. Она должна быть… самой истиной».

О жарких дискуссиях того времени написал Д.И.Менделеев: «В 50-х годах одни принимали О = 8, другие О = 16, если Н = 1. Вода для первых была НО, перекись водорода НО2, для вторых, как ныне, вода Н2О, перекись водорода Н2О2 или НО. Смута, сбивчивость господствовали.

В 1860 химики всего света собрались в Карлсруэ для того, чтобы на конгрессе достичь соглашения, однообразия.

Присутствовав на этом конгрессе, я хорошо помню, как велико было разногласие, как с величайшим достоинством охранялось корифеями науки условное соглашение и как тогда последователи Жерара, во главе которых стал итальянский профессор Канниццаро, горячо проводили следствия закона Авогадро».

После того, как гипотеза Авогадро стала общепризнанной, ученые получили возможность не только правильно определять состав молекул газообразных соединений, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Эти знания помогали легко рассчитать массовые соотношения реагентов в химических реакциях.

Такие соотношения были очень удобны: измеряя массу веществ в граммах, ученые как бы оперировали молекулами. Количество вещества, численно равное относительной молекулярной массе, но выраженное в граммах, назвали грамм-молекулой или молем (слово «моль» придумал в начале 20 в.

немецкий физико-химик лауреат Нобелевской премии Вильгельм Оствальд (1853–1932); оно содержит тот же корень, что и слово «молекула» и происходит от латинского moles – громада, масса с уменьшительным суффиксом). Был измерен и объе м одного моля вещества, находящегося в газообразном состоянии: при нормальных условиях (т.е.

при давлении 1 атм = 1,013·105 Па и температуре 0°C) он равен 22,4 л (при условии, что газ близок к идеальному). Число же молекул в одном моле стали называть постоянной Авогадро (ее обычно обозначают NА). Такое определение моля сохранялось в течение почти целого столетия.

В настоящее время моль определяется иначе: это количество вещества, содержащего столько же структурных элементов (это могут быть атомы, молекулы, ионы или другие частицы), сколько их содержится в 0,012 кг углерода-12.

(О причинах выбора в качестве стандарта именно углерода (см. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА, УГЛЕРОДНАЯ ЕДИНИЦА).

В 1971 решением 14-й Генеральной конференции по мерам и весам моль был введен в Международную систему единиц (СИ) в качестве 7-й основной единицы.

Еще во времена Канниццаро было очевидно, что поскольку атомы и молекулы очень маленькие и никто их еще не видел, постоянная Авогадро должна быть очень велика. Со временем научились определять размеры молекул и значение NА – сначала очень грубо, затем все точнее.

Прежде всего, им было понятно, что обе величины связаны друг с другом: чем меньше окажутся атомы и молекулы, тем больше получится число Авогадро. Впервые размеры атомов оценил немецкий физик Йозеф Лошмидт (1821–1895). Исходя из молекулярно-кинетической теории газов и экспериментальных данных об увеличении объема жидкостей при их испарении, он в 1865 рассчитал диаметр молекулы азота.

У него получилось 0,969 нм (1 нанометр – миллиардная часть метра), или, как писал Лошмидт, «диаметр молекулы воздуха округленно равен одной миллионной части миллиметра». Это примерно втрое больше современного значения, что для того времени было хорошим результатом.

Во второй статье Лошмидта, опубликованной в том же году, дается и число молекул в 1 см3 газа, которое с тех пор называется постоянной Лошмидта (NL). Из нее легко получить значение NA, умножив на мольный объем идеального газа (22,4 л/моль).

Постоянную Авогадро определяли многими методами. Например, из голубого цвета неба следует, что солнечный свет рассеивается в воздухе. Как показал Рэлей, интенсивность рассеяния света зависит от числа молекул воздуха в единице объема.

Измерив соотношение интенсивностей прямого солнечного света и рассеянного голубым небом, можно определить постоянную Авогадро. Впервые подобные измерения были проведены итальянским математиком и видным политическим деятелем Квинтино Селлой (1827–1884) на вершине горы Монте-Роза (4634 м), на юге Швейцарии.

Расчеты, сделанные на основании этих и аналогичных им измерений, показали, что 1 моль содержит примерно 6·1023 частиц.

Другой метод использовал французский ученый Жан Перрен (1870–1942). Он под микроскопом подсчитывал число взвешенных в воде крошечных (диаметром около 1 мкм) шариков гуммигута – вещества, родственного каучуку и получаемого из сока некоторых тропических деревьев.

Перрен считал, что к этим шарикам применимы те же законы, которым подчиняются молекулы газов. В таком случае можно определить «молярную массу» этих шариков; а зная массу отдельного шарика (ее, в отличие от массы настоящих молекул, можно измерить), легко было рассчитать постоянную Авогадро.

У Перрена получилось примерно 6,8·1023.

Более точное значение можно было получить на основании опытов английского физика Эрнста Резерфорда. В 1908 он и немецкий физик Ганс Гейгер определили, что 1 грамм радия испускает за 1 секунду более 34 миллиардов a-частиц – ядер атомов гелия.

Захватывая электроны, a-частицы превращаются в обычные атомы гелия, которые постепенно накапливаются в виде газа.

В 1911 Резерфорд, работая с молодым стажером из Америки Бертрамом Болтвудом, определил, что из 0,192 г радия за 83 дня образуется 6,58 мм3 гелия, а за 132 дня – 10,38 мм3.

Отсюда легко рассчитать число молей выделившегося гелия, а зная скорость испускания a-частиц радием, можно определить и число атомов гелия в одном моле этого газа. Это – прямой способ определения постоянной Авогадро, он дает 6,1·1023. Современное значение этой постоянной NА= 6,0221367·1023.

Постоянная Авогадро настолько велика, что с трудом поддается воображению. Например, если футбольный мяч увеличить в NА раз по объему, то в нем поместится земной шар.

Если же в NА раз увеличить диаметр мяча, то в нем поместится самая большая галактика, содержащая сотни миллиардов звезд! Если вылить стакан воды в море и подождать, пока эта вода равномерно распределится по всем морям и океанам, до самого их дна, то, зачерпнув в любом месте Земного шара стакан воды, в него обязательно попадет несколько десятков молекул воды, которые были когда-то в стакане. Если же взять моль долларовых бумажек, они покроют все материки 2-километровым плотным слоем…

Илья Леенсон

Источник: https://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/AVOGADRO_ZAKON.html

Закон Авогадро

В равных объемах различных газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

При горении дерева происходит химическая реакция: углерод древесины соединяется с кислородом воздуха и образуется диоксид углерода (CO2). Один атом углерода имеет такую же массу, как и 12 атомов водорода, а два атома кислорода — как 32 атома водорода.

Таким образом, соотношение масс углерода и кислорода, участвующих в реакции, всегда равно 12:32 (или, после упрощения, 3:8).

Какие бы мы ни выбрали единицы измерения, соотношение останется неизменным: 12 грамм углерода всегда реагируют с 32 граммами кислорода, 12 тонн углерода — с 32 тоннами кислорода и т. д.

В химических реакциях имеет значение относительное количество атомов каждого элемента, участвующего в реакции. И, наблюдая за горящим в ночи костром, мы можем быть твердо уверены, что для каждого атома углерода из древесины найдутся два атома кислорода из воздуха, и соотношение их масс будет 12:32.

Раз это так, значит, в 12 граммах углерода атомов столько же, сколько в 16 граммах кислорода. Химики называют это количество атомов молем. Если относительная атомная масса вещества равна n (т. е.

его атом в n раз тяжелее атома водорода), то масса одного моля этого вещества — n грамм. Моль — мера количества вещества, подобная паре, дюжине или сотне.

Носков в паре всегда два, яиц в дюжине — всегда двенадцать; точно так же и в моле вещества количество атомов или молекул всегда одно и то же.

Но как же ученые это поняли? Ведь атомы сосчитать все-таки значительно сложнее, чем носки. Чтобы ответить на этот вопрос, обратимся к исследованиям итальянского химика Амедео Авогадро. Ему было известно, что при протекании химической реакции между газами соотношение объемов этих газов такое же, как и их молекулярное соотношение.

Например, если три молекулы водорода (H2) реагируют с молекулой азота (N2) с образованием двух молекул аммиака (NH3), то объем участвующего в реакции водорода в три раза больше объема азота.

Из этого Авогадро сделал вывод, что количество молекул в двух объемах должно находиться в соотношении 3:1, или, другими словами, что равные объемы газа должны содержать равное количество атомов или молекул — это утверждение известно нам как закон Авогадро.

Авогадро не знал, какое именно количество атомов или молекул должно быть в одном моле вещества. Сегодня мы знаем: это число 6 × 1023; мы называем его числом Авогадро (или постоянной Авогадро)и обозначаем символом N.

Несколько десятилетий исследования Авогадро оставались за рамками европейской науки того времени. Большинство историков склонны объяснять этот любопытный факт тем, что Авогадро работал в Турине, вдали от научных центров Германии, Франции и Англии. И действительно, только когда Авогадро приехал в Германию и представил там результаты своих исследований, они получили заслуженное признание.

Вычисление значения N оказалось непростой задачей. Это удалось сделать только в начале XX века французскому физику Жану Перрену (Jean Perrin, 1870–1942). Он предложил несколько методов нахождения этого числа, и все они дали один и тот же результат.

Самый известный из них основан на количественной теории броуновского движения, разработанной Эйнштейном. Речь идет о непрерывном беспорядочном движении малых частиц (например, пыльцевых зерен) под действием хаотических толчков атомов или молекул окружающей их среды.

Движение такого пыльцевого зерна зависит от частоты столкновений, а следовательно, от количества атомов в материальной среде.

Источник: https://elementy.ru/trefil/7/Zakon_Avogadro

Ссылка на основную публикацию