Закон Авогадро — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Зако́н Авога́дро — закон, согласно которому в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температурах и давлениях, содержится одно и то же количество молекул. В виде гипотезы был сформулирован в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине. Гипотеза была подтверждена многочисленными экспериментальными исследованиями и поэтому стала называться законом Авогадро, став впоследствии (через 50 лет, после съезда химиков в Карлсруэ) количественной основой современной химии (стехиометрии)^[1]. Закон Авогадро точно выполняется для идеального газа, а для реальных газов он является тем более точным, чем газ более разреженный.

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку. Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были теоретически объяснены в 1811 году итальянским физиком Амедео Авогадро

[2]. Примечательным является тот факт, что при жизни открытие Авогадро осталось незамеченым из-за критики со стороны авторитетных химиков той эпохи — Йёнса Якоба Берцелиуса и Джона Дальтона, которые отрицали возможность существования двухатомных молекул простых веществ. И только в 1858 г. работа Авогадро была случайно обнаружена итальянским химиком Станислао Канниццаро и обнародована в 1860 г. на Первом международном химическом конгрессе химиков в Карлсруэ (Германия).

Первое следствие из закона Авогадро: один моль (одинаковое количество молей) любого газа при одинаковых — изобарных и изотермических — условиях занимает одинаковый объём.

Согласно закону Авогадро, одно и то же количество молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объём. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое количество частиц (англ.)русск. (например, молекул). Отсюда следует, что при определённых температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объём.

В частности, при нормальных условиях, то есть при 0 °C (273,15 К) и 101,325 кПа, объём 1 моля газа равен 22,413 962(13) л. Эту физическую константу называют стандартным молярным объёмом идеального газа и обозначают V_m. Найти молярный объём при других температуре и давлении можно с помощью уравнения Клапейрона:

Vm=RTp{\displaystyle V_{\rm {m}}={\frac {RT}{p}}}, где R ≈ 8,314 Дж/(моль·К) — универсальная газовая постоянная.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа ко второму.

Это положение имело важное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять молекулярную массу веществ, способных переходить в газообразное или парообразное состояние (см. Атомно-молекулярное учение). Если через μ обозначить молекулярную массу вещества и через ρ′ — его относительную плотность в газообразном состоянии, то отношение μ / ρ′ должно быть постоянным для всех веществ. Опыт показал, что для всех изученных веществ, переходящих в газообразное состояние без разложения, эта постоянная равна 28,9 а.е.м. (атомных единицы массы), если при определении относительную плотность исходить из плотности воздуха; но эта постоянная будет равняться 2 а.е.м., если принять за единицу плотность водорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общее для всех газов отношение молекулярной массы к относительной плотности через

С, мы из формулы имеем с другой стороны μ′ = ρ′C. Так как относительная плотность ρ′ газа определяется легко, то, подставив её значение в формулу, можно вывести и неизвестную молекулярную массу данного вещества.

Пример использования закона Авогадро[править | править код]

Элементный анализ одного из углеводородов, выполненный А. М. Бутлеровым, указывал, что отношение атомного содержания углерода к водороду составляет в нём 1 к 2, а потому его относительный состав может быть выражен формулой СН

2 или C₂H₄, C₄H₈ и вообще (СН₂)_n. Молекулярная масса этого углеводорода определяется, следуя закону Авогадро, из плотности его пара, которая оказалась в 5,85 раз больше плотности воздуха; отсюда молекулярная масса этого вещества равна ρ′C = 5,85 · 28,9 а.е.м. = 169,06 а.е.м. Формуле C₁₁H₂₂ отвечает молекулярная масса 154 а.е.м., формуле C₁₂H₂₄ — 168 а.е.м., а C₁₃H₂₆ — 182 а.е.м. Формула C₁₂H₂₄ (циклододекан) близко отвечает наблюдаемой величине, а потому она и должна выражать собой состав молекулы исследуемого углеводорода (CH₂)_n.

1. ↑ Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии: В 2-х томах. Пер. с англ.. — М. : Мир, 1982. — Т. 1. — С. 62—65, 295. — 652 с. : ил.
2. ↑ Глинка Н. Л. Общая химия. — 22 изд., испр. — Л. : Химия, 1977. — С. 18—19. — 719 с.

ru.wikipedia.org

Число Авогадро — Википедия

Число́ Авога́дро, конста́нта Авогадро, постоянная Авогадро — физическая величина, численно равная количеству специфицированных структурных единиц (атомов, молекул^[1], ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества^[2]. Ранее определялось как количество атомов в 12 граммах (точно) чистого изотопа углерода-12. Обозначается обычно как N_A^[3], а иногда и L^[4].

Значение числа Авогадро в Международной системе единиц СИ согласно изменениям определений основных единиц СИ точно равно

N_A = 6,022 140 76⋅10²³ моль⁻¹.

Иногда в литературе проводят различие между постоянной Авогадро N_A, имеющей размерность моль⁻¹, и численно равным ей безразмерным числом Авогадро А^{[5][K 1]}.

Моль — количество вещества, которое содержит N_A структурных элементов (то есть столько же, сколько атомов содержится в 12 г ¹²С, согласно старому определению), причём структурными элементами обычно являются атомы, молекулы, ионы и др. Масса 1 моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, численно равна его молекулярной массе, выраженной в атомных единицах массы. Например:

• 1 моль натрия имеет массу 22,9898 г и содержит примерно 6,02⋅10²³ атомов;
• 1 моль фторида кальция CaF₂ имеет массу (40,08 + 2 · 18,998) = 78,076 г и содержит 6,02⋅10
  23 ионов кальция и 12,04⋅10²³ ионов фтора;
• 1 моль тетрахлорида углерода CCl₄ имеет массу (12,011 + 4 · 35,453) = 153,823 г и содержит 6,02⋅10²³ молекул тетрахлорида углерода;
• и т. п.

В конце 2011 года на XXIV Генеральной конференции по мерам и весам единогласно принято предложение^[7] определить моль в будущей версии Международной системы единиц (СИ) таким образом, чтобы избежать его привязки к определению килограмма. Предполагалось, что моль в 2018 году будет определён на основе числа Авогадро, которому будет приписано точное значение без погрешности, базирующееся на результатах измерений, рекомендованных CODATA. До 20 мая 2019 года число Авогадро являлось измеряемой величиной, не принимаемой по определению. В 2015 году из наиболее прецизионных измерений получено рекомендованное значение числа Авогадро N_A = 6,022 140 82(11)⋅10²³

моль⁻¹, полученное в результате усреднения результатов различных измерений^[8][9][10].

На заре развития атомной теории (1811) А. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой при одинаковых температуре и давлении в равных объёмах идеальных газов содержится одинаковое количество молекул. Позже было показано, что эта гипотеза есть необходимое следствие кинетической теории, и сейчас она известна как закон Авогадро. Его можно сформулировать так: один моль любого газа при одинаковых температуре и давлении занимает один и тот же объём, при нормальных условиях равный 22,41383 литра. Эта величина известна как молярный объём газа.

Сам Авогадро не делал оценок числа молекул в заданном объёме, но понимал, что это очень большая величина. Первую попытку найти число молекул, занимающих данный объём, предпринял в 1865 году Йозеф Лошмидт. Из вычислений Лошмидта следовало, что для воздуха количество молекул на единицу объёма составляет 1,81⋅10

18 см⁻³, что примерно в 15 раз меньше истинного значения. Через 8 лет Максвелл привёл гораздо более близкую к истине оценку «около 19 миллионов миллионов миллионов» молекул на кубический сантиметр, или 1,9⋅10¹⁹ см⁻³. По его оценке числа Авогадро было приблизительно 1022{\displaystyle 10^{22}}.

В действительности в 1 см³ идеального газа при нормальных условиях содержится 2,68675⋅10¹⁹ молекул. Эта величина была названа числом (или постоянной) Лошмидта. С тех пор было разработано большое число независимых методов определения числа Авогадро. Превосходное совпадение полученных значений является убедительным свидетельством реального количества молекул.

В 1908 г. Перрен даёт приемлемую оценку 6,8⋅1023{\displaystyle 6,8\cdot 10^{23}} вычисленной из параметров Броуновского движения.

Один из оптиков австралийского ACPO держит однокилограммовый монокристаллический шар из кремния для проекта International Avogadro Coordination.

Данные в этой статье приведены по состоянию на декабрь 2011 года. Вы можете помочь, обновив информацию в статье.

Официально принятое в 2010 году значение числа Авогадро было измерено при использовании двух сфер, изготовленных из кремния-28. Сферы были получены в Институте кристаллографии имени Лейбница и отполированы в австралийском Центре высокоточной оптики настолько гладко, что высоты выступов на их поверхности не превышали 98 нм. Для их производства был использован высокочистый кремний-28, выделенный в нижегородском Институте химии высокочистых веществ РАН из высокообогащённого по кремнию-28 тетрафторида кремния, полученного в Центральном конструкторском бюро машиностроения в Санкт-Петербурге.

Располагая такими практически идеальными объектами, можно с высокой точностью подсчитать число атомов кремния в шаре и тем самым определить число Авогадро. Согласно полученным результатам, оно равно 6,02214084(18)·10²³ моль^−1[11].

Однако в январе 2011 года были опубликованы результаты новых измерений, считающиеся более точными^[12]: N_A = 6,02214078(18)⋅10²³ моль⁻¹.

На 24-й Генеральной конференции по мерам и весам 17—21 октября 2011 года была единогласно принята резолюция^[7], в которой, в частности, предложено в будущей ревизии СИ переопределить моль таким образом, чтобы число Авогадро было равным точно 6,02214X⋅10²³ моль⁻¹, где Х заменяет одну или более значащих цифр, которые будут определены в окончательном релизе на основании наиболее точных рекомендаций CODATA^[13]. В этой же резолюции предложено таким же образом определить как точные значения постоянную Планка, элементарный заряд, постоянную Больцмана и максимальную световую эффективность монохроматического излучения для дневного зрения.

Значение числа Авогадро, рекомендованное CODATA в 2010 году, составляло:

N_A = 6,022 141 29(27)⋅10²³ моль⁻¹.

Значение числа Авогадро, рекомендованное CODATA в 2014 году, составляло^[14]:

N_A = 6,022 140 857(74)⋅10²³ моль⁻¹

1. ↑ Число Авогадро A есть кратная единица измерения очень больших безразмерных величин, численно равная постоянной Авогадро, то есть A в N_A раз больше исходной величины — 1-й штуки. Число Авогадро используют для количественного описания систем, содержащих настолько большое число любых объектов (обычно частиц и групп частиц вещества), что указывать количество этих объектов в штуках становится малоудобно и малонаглядно. Например, 1 А теннисных мячей покроют поверхность планеты Земля слоем толщиной 100 км; 1 А долларовых банкнот закроют все материки Земли плотным двухкилометровым слоем; в пустыне Сахара содержится немногим менее 3 А песчинок^[6].

1. ↑ Ранее выводилось как количество молекул в грамм-молекуле или атомов в грамм-атоме.
2. ↑ Авогадро постоянная // Физическая энциклопедия / Гл. ред. А. М. Прохоров. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — С. 11. — 704 с. — 100 000 экз.
3. ↑ в отличие от N, обозначающее количество частиц (англ. Particle number)
4. ↑ http://www.iupac.org/publications/books/gbook/green_book_2ed.pdf
5. ↑ Пресс И. А., Основы общей химии для самостоятельного изучения, 2012, с. 22—23.
6. ↑ Пресс И. А., Основы общей химии для самостоятельного изучения, 2012, с. 23.
7. ↑ ^{1 2} On the possible future revision of the International System of Units, the SI. Resolution 1 of the 24th meeting of the CGPM (2011).
8. ↑ Точная оценка числа Авогадро поможет дать новое определение килограмма : Наука: Наука и техника: Lenta.ru
9. ↑ The Correlation of the NA Measurements by Counting 28Si Atoms
10. ↑ More Precise Estimate of Avogadro’s Number to Help Redefine Kilogram | American Institute of Physics (неопр.) (недоступная ссылка). Дата обращения 15 июля 2015. Архивировано 16 июля 2015 года.
11. ↑ Физики уточнили число Авогадро для будущего эталона килограмма (рус.) (недоступная ссылка). РИА Новости (20 октября 2010). Дата обращения 20 октября 2010. Архивировано 23 октября 2010 года.
12. ↑ B. Andreas et al., Determination of the Avogadro Constant by Counting the Atoms in a ²⁸Si Crystal, Phys. Rev. Lett. 106, 2011, 030801
13. ↑ Agreement to tie kilogram and friends to fundamentals — physics-math — 25 October 2011 — New Scientist
14. ↑ CODATA Value: Avogadro constant
15. ↑ Больцмана постоянная, 1988.
16. ↑ Фарадея постоянная, 1998.

ru.wikipedia.org

Авогадро, Амедео — Википедия

В Википедии есть статьи о других людях с фамилией Авогадро.

Амеде́о Авога́дро [ А м е д э́ о ]^[6] (итал. Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e Cerreto; 9 августа 1776 (1776-08-09), Турин — 9 июля 1856, Турин) — итальянский учёный-химик, первооткрыватель фундаментального физико-химического закона, названного его именем.

Граф Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро родился 9 августа 1776 года в Турине, столице Сардинского королевства. Амедео был третьим из восьми детей. В юношеские годы посещал школу геометрии и экспериментальной физики. По традиции того времени профессии и должности передавались по наследству, поэтому Амедео занялся юриспруденцией. В 20 лет получил степень доктора церковного законоведения. В 25 лет начал самостоятельно изучать физико-математические науки.

В 1803 и 1804 годах он, совместно со своим братом Феличе, представил в Туринскую академию наук две работы, посвящённые теории электрических и электромагнитных явлений, за что и был избран в 1804 году членом-корреспондентом этой академии. В первой работе под названием «Аналитическая заметка об электричестве» он объяснил поведение проводников и диэлектриков в электрическом поле, в частности явление поляризации диэлектриков. Высказанные им идеи получили затем более полное развитие в работах других ученых. В 1806 году Авогадро получает место репетитора в Туринском лицее. В 1809 году переведён преподавателем физики и математики в лицей города Верчелли.

В сентябре 1819 года Авогадро избирается членом Туринской академии наук. В 1820 году королевским указом Авогадро назначается первым профессором новой кафедры высшей физики в Туринский университет. В 1822 году Туринский университет был закрыт властями после студенческих волнений. В 1823 году Авогадро получает почётный титул заслуженного профессора высшей физики и назначается старшим инспектором в палату по контролю за государственными расходами. Несмотря на новые обязанности, Авогадро продолжал заниматься научными исследованиями. В 1832 году Туринский университет вновь получил кафедру высшей физики, но её предложили не Авогадро, а известному французскому математику Огюстену Луи Коши, покинувшему родину в 1830 году. Только спустя два года, после отъезда Коши, Авогадро смог занять эту кафедру, где и проработал до 1850 года. В том году он ушёл из университета, передав кафедру своему ученику Феличе Кью.

После ухода из университета Авогадро некоторое время занимал должность старшего инспектора Контрольной палаты, а также состоял членом Высшей статистической комиссии, Высшего совета народного образования и председателем Комиссии мер и весов. Несмотря на почтенный возраст, он продолжал публиковать свои исследования в трудах Туринской академии наук. Последняя его работа вышла из печати за три года до смерти, когда Авогадро исполнилось 77 лет. Он умер в Турине 9 июля 1856 года и похоронен в семейном склепе в Верчелли.

Свою научную деятельность Авогадро начал с изучения электрических явлений. Работы Авогадро, посвященные этой теме, появлялись вплоть до 1846 года. Большое внимание уделял он также исследованиям в области электрохимии, пытаясь найти связь между электрическими и химическими явлениями, что привело его к созданию своеобразной электрохимической теории. В этом отношении его исследования соприкасались с работами знаменитых химиков Дэви и Берцелиуса. Но в историю физики Авогадро вошел как открыватель одного из важнейших законов молекулярной физики.

В 1811 году появилась статья Авогадро «Очерк метода определения относительных масс элементарных молекул тел и пропорций, согласно которым они входят в соединения». Излагая основные представления молекулярной теории, Авогадро показал, что она не только не противоречит данным, полученным Гей-Люссаком, но напротив, прекрасно согласуется с ними и открывает возможность точного определения атомных масс, состава молекул и характера происходящих химических реакций.

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. 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 + О

2 = 2НО с тем же соотношением объемов 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 её 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.

В 1821 году в статье «Новые соображения о теории определенных пропорций в соединениях и об определении масс молекул тел» Авогадро подвел итог своей почти десятилетней работы в области молекулярной теории и распространил свой метод определения состава молекул на целый ряд органических веществ. В этой же статье он показал, что другие химики, прежде всего Дальтон, Дэви и Берцелиус, не знакомые с его работами, продолжают придерживаться неверных взглядов на природу многих химических соединений и характер происходящих между ними реакций.

Эта работа интересна еще в одном отношении: в ней впервые встречается имя Ампера, по выражению Авогадро, «одного из самых искусных физиков наших дней», в связи с его исследованиями в области молекулярной теории. Эту сторону деятельности Ампера обычно не упоминают, поскольку его заслуги в области электродинамики затмевают все остальные работы. Тем не менее, Ампер работал и в области молекулярной физики и независимо от Авогадро (но несколько позже) пришел к некоторым из идей, высказанных Авогадро. В 1814 году Ампер опубликовал письмо к химику Бертолле, в котором сформулировал положение, по существу совпадающее с законом Авогадро. Здесь же он указывал, что соответствующая работа Авогадро стала ему известна уже после написания письма к Бертолле.

Авогадро пришел к следующему важному заключению: «число молекул всегда одно и то же в одинаковых объемах любых газов». Далее он писал, что теперь «имеется средство очень легкого определения относительных масс молекул тел, которые можно получить в газообразном состоянии, и относительного числа молекул в соединениях».

В 1814 году появляется вторая статья Авогадро «Очерк об относительных массах молекул простых тел, или предполагаемых плотностях их газа, и о конституции некоторых из их соединений». Здесь четко формулируется закон Авогадро: «…равные объемы газообразных веществ при одинаковых давлениях и температурах отвечают равному числу молекул, так что плотности различных газов представляют собою меру масс молекул соответствующих газов». Далее в статье рассматриваются приложения этого закона для определения состава молекул многочисленных неорганических веществ.

Так как молярная масса (масса вещества, содержащего один моль молекул) пропорциональна массе отдельной молекулы, то закон Авогадро можно сформулировать как утверждение, что моль любого вещества в газообразном состоянии при одинаковых температурах и давлениях занимает один и тот же объем. Как показали эксперименты, при нормальных условиях (р = 1 атм (760 мм рт. ст.), T = 273 K (0 °C)) он равен 22,414 л. Число молекул в грамм-молекуле любого вещества одинаково. Оно получило название числа Авогадро. Оно равно 6,02 ⋅ 10²³.

• Импульсом к активным экспериментам в области химии для Авогадро послужило открытие Гей-Люссаком газовых законов.^[7]
• Авогадро в своих трудах пользовался понятием молекула газа, которое, в современной терминологии, включало в себя одновременно понятия атом и молекула.^[8]

1. ↑ ^{1 2} Немецкая национальная библиотека, Берлинская государственная библиотека, Баварская государственная библиотека и др. Record #118651242 // Общий нормативный контроль (GND) — 2012—2016.
2. ↑ ^{1 2} идентификатор BNF: платформа открытых данных — 2011.
3. ↑ ^{1 2 3} Авогадро, Амедео // Энциклопедический словарь — СПб.: Брокгауз — Ефрон, 1905. — Т. доп. I. — С. 16. — 956 с.
4. ↑ ^{1 2 3} Avogadro, Amedeo, Conte di Quaregna // 1911 Encyclopædia Britannica — 11 — New York City: 1911. — Vol. 3. — P. 66.
5. ↑ ^{1 2} Авогадро Амедео // Авогадро Амедео / под ред. А. М. Прохоров — 3-е изд. — М.: Советская энциклопедия, 1969.
6. ↑ Агеенко Ф. Л. Авогадро Амедео // Словарь собственных имён русского языка. Ударение. Произношение. Словоизменение. — М.: Мир и Образование; Оникс, 2010. — С. 58. — 880 с. — ISBN 5-94666-588-X, 978-5-94666-588-9.
7. ↑ Gribbin, John. Science. A History (1543-2001). — L.: Penguin Books, 2003. — 648 с. — ISBN 978-0-140-29741-6.
8. ↑ Там же.

Бюст Авогадро работы Пьетро Каноника

ru.wikipedia.org

Число Авогадро — это… Что такое Число Авогадро?

Число́ Авога́дро, конста́нта Авогадро — физическая константа, численно равная количеству специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества. Определяется как количество атомов в 12 граммах (точно) чистого изотопа углерода-12. Обозначается обычно как N_A, реже как L ^[1].

Значение числа Авогадро, рекомендованное CODATA в 2010 году ^[2]:

N_A = 6,022 141 29(27)·10²³ моль⁻¹.

В начале 2011 года опубликованы^[3] (но официально пока не приняты) ещё более точные измерения числа Авогадро: N_A = 6,022 140 78(18)·10²³ моль⁻¹.

Моль — количество вещества, которое содержит N_A структурных элементов (то есть столько же, сколько атомов содержится в 12 г ¹²С), причём структурными элементами обычно являются атомы, молекулы, ионы и др. Масса 1 моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, численно равна его молекулярной массе, выраженной в атомных единицах массы. Так, 1 моль натрия имеет массу 22,9898 г и содержит примерно 6,02·10²³ атомов; 1 моль фторида кальция CaF₂ имеет массу (40,08 + 2×18,998) = 78,076 г и содержит 6,02·10²³ молекул, как и 1 моль тетрахлорида углерода CCl₄, масса которого равна (12,011 + 4×35,453) = 153,823 г и т. п.

В конце 2011 года на XXIV Генеральной конференции по мерам и весам единогласно принято предложение^[4] определить моль в будущей версии СИ таким образом, чтобы избежать его привязки к массе; при этом число Авогадро будет определено как точная целая константа, близкая к последнему значению, рекомендованному CODATA.

Закон Авогадро

На заре развития атомной теории (1811) А. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой при одинаковых температуре и давлении в равных объёмах идеальных газов содержится одинаковое число молекул. Позже было показано, что эта гипотеза есть необходимое следствие кинетической теории, и сейчас она известна как закон Авогадро. Его можно сформулировать так: один моль любого газа при одинаковых температуре и давлении занимает один и тот же объем, при нормальных условиях равный 22,41383 л. Эта величина известна как молярный объем газа.

Сам Авогадро не делал оценок числа молекул в заданном объёме, но понимал, что это очень большая величина. Первую попытку найти число молекул, занимающих данный объем, предпринял в 1865 году Й. Лошмидт. Из вычислений Лошмидта следовало, что для воздуха количество молекул на единицу объёма составляет 1,81·10¹⁸ см⁻³, что примерно в 15 раз меньше истинного значения. Через 8 лет Максвелл привёл гораздо более близкую к истине оценку «около 19 миллионов миллионов миллионов» молекул на кубический сантиметр, или 1,9·10¹⁹ см⁻³. В действительности в 1 см³ идеального газа при нормальных условиях содержится 2,68675·10¹⁹ молекул. Эта величина была названа числом (или постоянной) Лошмидта. С тех пор было разработано большое число независимых методов определения числа Авогадро. Превосходное совпадение полученных значений является убедительным свидетельством реального количества молекул.

Измерение константы

Данные в этой статье приведены по состоянию на декабрь 2011 года. Вы можете помочь, обновив информацию в статье.

Официально принятое на сегодня значение числа Авогадро было измерено в 2010 году. Для этого использовались две сферы, сделанные из кремния-28. Сферы были получены в Институте кристаллографии имени Лейбница и отполированы в австралийском Центре высокоточной оптики настолько гладко, что высоты выступов на их поверхности не превышали 98 нм. Для их производства был использован высокочистый кремний-28, выделенный в нижегородском Институте химии высокочистых веществ РАН из высокообогащённого по кремнию-28 тетрафторида кремния, полученного в Центральном конструкторском бюро машиностроения в Санкт-Петербурге.

Располагая такими практически идеальными объектами, можно с высокой точностью подсчитать число атомов кремния в шаре и тем самым определить число Авогадро. Согласно полученным результатам, оно равно 6,02214084(18)×10²³ моль^−1[5].

Однако в январе 2011 года были опубликованы^[3] результаты новых измерений, считающиеся более точными: N_A = 6,02214078(18)·10²³ моль⁻¹.

На 24-й Генеральной конференции по мерам и весам 17—21 октября 2011 года была единогласно принята резолюция^[4], в которой, в частности, предложено в будущей ревизии Международной системы единиц переопределить моль таким образом, чтобы число Авогадро было равным точно 6,02214X·10²³ моль⁻¹, где Х заменяет одну или более значащих цифр, которые будут определены в окончательном релизе на основании наиболее точных рекомендаций CODATA^[6]. В этой же резолюции предложено таким же образом определить как точные значения постоянную Планка, элементарный заряд, постоянную Больцмана и максимальную световую эффективность монохроматического излучения для дневного зрения.

Связь между константами

См. также

Примечания

Литература

dic.academic.ru

Что такое число Авогадро? :: SYL.ru

Закон Авогадро стал настоящим прорывом в теоретической химии и способствовал тому, что гипотетические догадки превратились в великие открытия в области газовой химии. Предположения химиков получили убедительные доказательства в виде математических формул и простых соотношений, а результаты экспериментов теперь позволили делать далеко идущие выводы. Кроме этого, итальянский исследователь вывел количественную характеристику числа структурных частиц химического элемента. Число Авогадро впоследствии стало одной из важнейших констант в современной физике и химии.

Закон объемных отношений

Честь быть первооткрывателем газовых реакций принадлежат Гей-Люссаку, французскому ученому конца XVIII века. Этот исследователь дал миру известный закон, которому подчиняются все реакции, связанные с расширением газов. Гей-Люссак измерял объемы газов перед реакцией и объемы, которые получались в результате химического взаимодействия. В результате эксперимента ученый сделал вывод, известный как закон простых объемных отношений. Суть его в том, что объемы газов до и после соотносятся между собой как целые небольшие числа.

Например, при взаимодействии газообразных веществ, соответствующих, например, одному объему кислорода и двум объемам водорода, получается два объема парообразной воды и так далее.

Закон Гей-Люссака справедлив, если все измерения объемов происходят при одинаковых показателях давления и температуры. Этот закон оказался весьма важен для итальянского физика Авогадро. Руководствуясь им, он вывел свое предположение, которое имело далеко идущие последствия в химии и физике газов, и вычислил число Авогадро.

Итальянский ученый

Свою научную деятельность Амедео Авогадро начал с изучения электрохимических явлений. В 1803 году свои работы, посвященные собственно теории электрохимических явлений, он презентовал в Туринскую академию. Позднее его идеи заинтересовали Ампера, которые развил их в полноценную физическую теорию, подкрепленную многочисленными экспериментами. Интересуясь всеми последними открытиями в физике и химии, Авогадро столкнулся с проблемой соотношения объемов различных веществ и количеством заключенных в них молекул. В 1811 году ученый сформулировал предположение, которое объясняло закон Гей-Люссака и давало новый толчок к объяснению многих химических реакций.

Закон Авогадро

В 1811 году Авогадро пришел к пониманию того, что в равных объемах произвольных газов при постоянных значениях температуры и давления содержится одно и то же число молекул.

Этот закон, позднее названный в честь итальянского ученого, вводил в науку представление о мельчайших частичках вещества – молекулах. Химия разделилась на эмпирическую науку, какой она была, и науку, оперирующую количественными категориями, которой она стала. Авогадро особенно подчеркивал тот момент, что атомы и молекулы не являются одним и тем же, и что атомы являются составляющими кирпичиками для всех молекул.

Закон итальянского исследователя позволил прийти к выводу о количестве атомов в молекулах различных газов. Например, после вывода закона Авогадро подтвердил предположение, что молекулы таких газов, как кислород, водород, хлор, азот, состоят из двух атомов. Также стало возможным установление атомных масс и молекулярных масс элементов, состоящих из разных атомов.

Атомные и молекулярные массы

При вычислении атомного веса какого-либо элемента первоначально за единицу измерения была принята масса водорода как самого легкого химического вещества. Но атомные массы многих химических веществ вычисляются как соотношение их кислородных соединений, то есть отношение кислорода и водорода принималось как 16:1. Эта формула была несколько неудобной для измерений, поэтому эталоном атомной массы приняли массу изотопа углерода — самого распространенного вещества на земле.

На основе закона Авогадро основан принцип определения масс различных газообразных веществ в молекулярном эквиваленте. В 1961 году принимается единая система отсчета относительных атомных величин, в основу которой легла условная единица, равная 1/12 части массы одного изотопа углерода ¹²С. Сокращенное название атомной единицы массы — а.е.м. Согласно данной шкале, атомная масса кислорода равна 15,999 а.е.м, а углерода — 1,0079 а.е.м. Так возникло новое определение: относительная атомная масса – это масса атома вещества, выраженная в а.е.м.

Масса молекулы вещества

Любое вещество состоит из молекул. Масса такой молекулы выражается в а.е.м, это значение равняется сумме всех атомов, входящих в ее состав. К примеру, молекула водорода имеет массу 2,0158 а.е.м, то есть 1,0079 х 2, а молекулярную массу воды можно вычислить по ее химической формуле H₂O. Два атома водорода и единственный атом кислорода в сумме дают значение 18,0152 а.е.м.

Значение атомной массы для каждого вещества принято называть относительной молекулярной массой.

До недавнего времени вместо понятия «атомная масса» использовалось словосочетание «атомный вес». В настоящее время оно не используется, но до сих пор встречается в старых учебниках и научных трудах.

Единица количества вещества

Вместе с единицами объема и массы в химии используется особая мера количества вещества, называемая моль. Эта единица показывает то количество вещества, которое вмещает в себя столько молекул, атомов и других структурных частиц, сколько их содержится в 12 г углерода изотопа ¹²С. При практическом применении моля вещества следует принимать во внимание, какие именно частицы элементов имеются в виду – ионы, атомы или молекулы. Например, моль ионов H⁺ и молекул H₂ – это совершенно разные меры.

В настоящее время с большой точностью измерено количество вещества в моле вещества.

Практические расчеты показывают, что количество структурных единиц в моле составляет 6,02 х 10²³. Эта константа имеет название «число Авогадро». Названная в честь итальянского ученого, эта химическая величина показывает число структурных единиц в моле любого вещества, независимо от его внутренней структуры, состава и происхождения.

Мольная масса

Масса одного моля вещества в химии имеет название «мольная масса», эта единица выражается соотношением г/моль. Применяя значение мольной массы на практике, можно видеть, что мольная масса водорода составляет 2,02158 г/моль, кислорода — 1,0079 г/моль и так далее.

Следствия закона Авогадро

Закон Авогадро вполне применим для определения количества вещества при вычислении объема газа. Одинаковое количество молекул любого газообразного вещества при неизменных условиях занимает равный объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит неизменное число молекул. Напрашивается вывод: при неизменных температуре и давлении один моль газообразного вещества занимает постоянный объем и содержит равное количество молекул. Число Авогадро утверждает, что в объеме 1 моля газа содержится 6,02 х 10²³ молекул.

Расчет объема газ для нормальных условий

Нормальные условия в химии – это атмосферное давление 760 мм рт. ст. и температура 0 ^оC. При этих параметрах экспериментально установлено, что масса одного литра кислорода равна 1,43 кг. Следовательно, объем одного моля кислорода равен 22,4 литра. При вычислении объема любого газа результаты показывали одно и то же значение. Так постоянная Авогадро сделала еще один вывод касательно объемов различных газообразных веществ: при нормальных условиях один моль любого газообразного элемента занимает 22,4 литра. Эта постоянная величина получила название мольного объема газа.

www.syl.ru

Число Авогадро

Закон Авогадро гласит, что в одинаковых объемах идеальных газов при одинаковом давлении и одинаковой температуре содержится равное число молекул. Другими словами, моль любого газа при одинаковых давлении и температуре занимает один и тот же объем. Моль — количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц, сколько содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С. Структурные единицы — это любые частицы (атомы, молекулы, электроны, ионы и т.д.). Их количество в 1 моле вещества называется числом Авогадро. Оно позволяет определить такие величины, как заряд электрона, масса атома или молекулы и др.

Как же все это понимать? Возьмем химическую реакцию, которая происходит при горении дерева. При соединении углерода древесины с кислородом воздуха образуется двуокись углерода СО₂. У одного атома углерода такая же масса, как у 12 атомов водорода, а у двух атомов кислорода — как у 32 атомов водорода. Следовательно, соотношение масс участвующих в реакции углерода и кислорода всегда будет составлять 12 : 32. Соотношение остается неизменным при любых единицах измерения: 12 г углерода всегда реагируют с 32 г кислорода, 12 ц углерода — с 32 ц кислорода и т.д. В химических реакциях главное — относительное количество атомов каждого элемента, который участвует в реакции.

Число Авогадро и моль — наглядное представление

Следовательно, в 12 г углерода столько же атомов, сколько в 16 г кислорода. Именно это количество атомов химики и называют молем. Если принять относительную атомную массу вещества за n (иными словами, его атом в n раз тяжелее атома водорода), то масса одного моля этого вещества будет равна n г. Моль — мера количества вещества, как пара, десяток или сотня. Сапог в паре всегда два, яиц в десятке всегда десять, и в моле вещества всегда одно и то же количество атомов, ионов или молекул.

Но как ученые к этому пришли? Ведь сосчитать атомы очень сложно. Все началось с исследований итальянского химика Амедео Авогадро. Он знал, что, когда между газами протекает химическая реакция, соотношение между объемами газов равно соотношению между количествами их молекул. Так, когда три молекулы водорода Н₂ вступают в реакцию с одной молекулой азота N., то образуется две молекулы аммиака NH₃, а объем участвующего в реакции водорода оказывается в три раза больше объема азота. Авогадро пришел к выводу, что количество молекул в обоих объемах находится в соотношении 3:1, т. е. в равных объемах газа содержится равное количество атомов или молекул. Это и есть известный сегодня закон Авогадро.

Когда горит костер, можно быть уверенным, что для каждого атома углерода дров и хвороста найдутся два атома кислорода воздуха, и их массы будут относиться друг к другу как 12:32

Закон Авогадро показывает, что в одинаковых объемах разных газов содержится одинаковое количество молекул. Совпадение этих значений свидетельствует о том, что молекулы реально существуют

Чему равно число Авогадро?

Самому Авогадро не было известно, какое количество атомов или молекул содержится в одном моле вещества. Современная наука точно определила, что это число, или число Авогадро, N_A = 6,02 • 10²³.

Иллюстрация из учебника по химии, опубликованного в России, представляет портрет итальянского ученого-химика Амедео Авогадро (1776—1856). 2010 г.

Поделиться ссылкой

sitekid.ru

Закон Авогадро и число Авогадро

Амедео Авогадро был одним из итальянских физиков и химиков в девятнадцатом веке. Надо сказать, что образование он получал юридическое, но тяга к математике и физике подтолкнула его самостоятельно заняться изучением этих наук. И в этом деле он преуспел.

В тридцать лет Авогадро становится преподавателем физики в одном из университетских лицеев того времени. Позже он станет профессором математике в университете. Однако, Авогадро известен вовсе не своей успешной карьерой преподавателя точных наук, коих он освоил самостоятельно, он известен, прежде всего, как учёный, и как человек, высказавший одну из основополагающих гипотез физической химии. Он предположил, что если взять равные объёмы двух разных идеальных газов при одном и том же давлении и температуре, то в этих объёмах будет содержаться одинаковое число молекул. Впоследствии гипотеза подтвердилась, и сегодня может быть доказана при помощи теоретических выкладок. Сегодня это правило носит название закона Авогадро. Кроме того, в честь него было названо некое постоянное число, так называемое число Авогадро, о чём пойдёт речь ниже.

Число Авогадро

Все вещества состоят из каких-то структурных элементов, как правило, это либо молекулы, либо атомы, но важно не это. Что должно происходить, когда мы смешиваем два вещества, и они реагируют? Логично, что один структурный элемент, кирпичик, одного вещества должен прореагировать с одним структурным элементом, кирпичиком, другого вещества. Поэтому при полной реакции число элементов для обоих веществ должно быть одинаковым, хотя при этом могут отличаться и вес, и объёмы препаратов. Таким образом, любая химическая реакция должна содержать одинаковое число структурных элементов каждого вещества, либо эти цифры должны быть пропорциональны какому-то числу. Совершенно неважно значение этого числа, но в дальнейшем за основу решили взять двенадцать грамм углерода-12 и подсчитать в нём количество атомов. Оно составляет порядка шести помноженной на десять в двадцать третьей степени. Если вещество содержит такое количество структурных элементов, то говорят об одном моле вещества. Соответственно все химические реакции в теоретических выкладках записываются в молях, то есть смешивают моли веществ.

Как говорилось выше, значение числа Авогадро, в принципе неважно, однако при этом его определяют физическим способом. Поскольку опыты на данный момент имеют недостаточную точность, то данное число всё время уточняется. Можно, конечно, надеется, что когда-нибудь оно будет подсчитано абсолютно точно, но пока до этого далеко. На сегодняшний день последнее уточнение было сделано в 2011 году. Кроме того, в том же году была принята резолюция о том, как грамотно записывать данное число. Поскольку оно всё время уточняется, то его на сегодняшний день записывают как 6.02214Х помноженное на десять в двадцать третьей степени. Такое количество структурных элементов содержится в одном моле вещества. Буква «Х» в данной записи говорит о том, что число уточняется, то есть значение Х в будущем будет уточняться.

Закон Авогадро

В самом начале данной статьи мы упомянули Закон Авогадро. Это правило говорит об одинаковом количестве молекул. В таком случае имеет смысл связать этот закон с числом Авогадро или молем. Тогда закон Авогадро будет утверждать, что моль каждого идеального газа при одной и той же температуре и давление занимает одинаковый объём. Подсчитано, что при нормальных условиях этот объём составляет порядка двадцати четырёх с половиной литров. Есть точное значение этой цифры, 22.41383 литров. И поскольку процессы, происходящие при нормальных условиях, важны и встречаются очень часто, то есть и название для данного объёма, молярный объём газа.

В теоретических выкладках очень часто, рассматривается молярные объёмы газа. Если есть необходимость перейти к другим температурам или давление, то объём, конечно, изменится, однако есть соответствующие формулы из физики, которые позволяют его подсчитать. Просто надо всегда помнить, что моль газа всегда относится к нормальным условиям, то есть это какая-то конкретная температура и какое-то конкретное давление, и согласно постановлению 1982 года при нормальных условиях давление газа составляет десять в пятой степени Паскаль, а температура 273.15 Кельвина.

Помимо очевидного прикладного значения двух понятий, что были рассмотрены выше, есть и более интересные последствия, которые из них вытекают. Так, зная плотность воды и, взяв один моль её, мы можем оценить размеры молекулы. Здесь мы исходим из того, что нам известна атомарная масса молекул воды и углерода. Таким образом, если мы берём для углерода двенадцать грамм, то масса воды определяется согласно пропорциональной зависимости, она равна восемнадцати граммам. Поскольку плотность воды определить несложно, необходимых данных для оценки размера молекулы воды теперь достаточно. Вычисления показывают, что размер молекулы воды порядка десятых долей нанометра.

Интересно и дальнейшее развитие закона Авогадро. Так, Вант-Гоф распространил законы идеальных газов на растворы. Суть сводится к аналогии законов, но в итоге это дало возможность узнать молекулярные массы веществ, которые по-другому получить было бы очень трудно.

www.alto-lab.ru