Урок «Закон Авогадро. Молярный объём газов. «

Урок 35 класс 8-

Тема урока: Закон Авогадро. Молярный объём газов.

Расчетные задачи:

Вычисления с использованием понятий «масса», «количество вещества», «молярная масса», «молярный объём». Объёмные отношения газов при химических реакциях.

Дата ———————

МБОУ «С (К)ОШ №16», учитель химии Березинская А.А.

Цели урока: 

• сформировать представление о молярном объеме газообразных веществ;

• раскрыть сущность закона Авогадро и его практического применения;

• способствовать развитию навыков выполнения расчетов с применением понятий моль, молярная масса. 

Коррекционные цели: развитие и коррекция связной устной речи, письменной речи, логического мышления. Развитие устной и письменной химической речи учащихся.

Задачи:

Образовательные: 

• сформировать представление о сути закона Авогадро;

• ввести понятие молярного объема газов;

• вывести формулу для вычисления количества вещества с использованием молярного объема газов;  

• сформировать навыки решения задач с использованием объема газов при нормальных условиях.

Развивающие: 

• развивать у учащихся умение делать несложные, логические построения на основе химических знаний;

• уметь применять и преобразовывать схемы для решения учебных задач;

• развивать умение анализировать, сравнивать, обобщать;

• развивать умения определять понятия, оценивать правильность выполнения учебной задачи, собственные возможности её решения;

• использовать речевые средства для выражения своих мыслей.

Воспитательные: активизировать познавательный интерес, творческую активность учащихся.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева, учебник «Химия. 8 класс».

Основные понятия: Закон Авогадро. Число Авогадро. Молярный объём газа. Количество вещества. Молярный объем. Закон Авогадро. Решение задач с использованием молярного объёма по формуле и по уравнениям.

Тип урока: комбинированный

Ход урока

1. Организационный момент

2. Проверка дом. Задания и актуализация опорных знаний.

Вспомните, в каких агрегатных состояниях могут существовать вещества?

Беседа. Агрегатные состояния веществ: жидкое, твёрдое, газообразное.

Предлагаю вам решить следующую задачу: «Определите, какая масса водорода выделится при взаимодействии 730 граммов соляной кислоты и избыточного количества цинка».

Совместная работа, решение задачи.

Дано: Решение:

m (HCl) – 730 г. 1. Составим уравнение реакции: 2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

m (Zn) – избыток.

Найти: m (H₂)

Из уравнения видно, что соляной кислоте, количеством вещества 2 моль соответствует 1 моль водорода. Сколько же водорода будет соответствовать соляной кислоте массой 730 граммов?

2. Вычислим количество вещества (n) соляной кислоты. Для этого массу соляной кислоты нужно разделить на её молярную массу (молярная масса всегда равна молекулярной). n (HCl) = m (HCl) : M (HCl) или n (HCl) = 730 : 36,5 = 20 моль.

3. Исходя из полученных данных, мы можем составить пропорцию. Если 2 моль соляной кислоты соответствует 1 моль водорода, то, сколько моль водорода будет соответствовать 20 моль соляной кислоты?

2 моль (HCl) = 1моль (H₂)

20 моль (HCl) = X моль (H₂)

Отсюда Х = 20_*1 : 2 = 10 моль (H₂)

4. Теперь нам известно, что количество вещества водорода равно 10 моль. Зная молярную массу водорода (2 г/моль), мы без труда можем вычислить массу водорода, полученного в этой реакции.

m (H₂) = n (H₂) _* M (H₂) или m (H₂) = 10 моль _* 2 грамма = 20 граммов.

5. Записываем ответ. Ответ: m (H₂) = 20 граммов.

Итак, мы умеем вычислять массу веществ. А если нужно определить не массу, а объём вещества? Как действовать в таких случаях?

Тема нашего урока – «Закон Авогадро. Молярный объём газов». Как вы думаете, каковы наши задачи на урок (познакомиться с единицами измерения для газов, научиться решать задачи по теме).

3. Изучение новой темы

Совместная работа с текстом и рисунками учебника, знакомство с определениями понятий – закон Авогадро, молярный объём газов:

Молярный объём газа — это объём 1 моль данного газа.

Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

В 1 моль любого вещества содержится 6,02 *10 структурных единиц (молекул, атомов и др.).

NA = 6,02*10 моль-1 – постоянная Авогадро (названа в честь итальянского ученого А. Авогадро).

Для газов действует закон объемных отношений и закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре, содержится одинаковое число молекул.

Следствия закона Авогадро: 1 моль любого газа занимает при постоянных условиях один и тот же объем.

При нормальных условиях (н.у.) – 22, 4 л/моль – эта величина называется молярным объемом газа. Его можно определить по формуле

где V – объем газа (л), а ν – количество вещества (моль).

IV. Закрепление изученного материала.

Зная молярный объем газа, можно определить количество вещества n, которое содержится в объеме V при нормальных условиях:

n=V/V_m; V_m=22,4л/моль

Если мы знаем, что в одном моле вещества содержится такое количество молекул, которое равняется числу Авогадро, то можем вычислить число молекул газа в определенном объеме при нормальных условиях:

n=V/V_m; N=n*N_A ——N=V/ V_m* N_A

Определите, какой объём водорода выделится при взаимодействии 730 граммов соляной кислоты и избыточного количества цинка.

Совместная работа, решение задачи.

Дано: Решение:

m (HCl) – 730 г. 1. Составим уравнение реакции: 2HCl + Zn → ZnCl

2 + H₂↑

m (Zn) – избыток. Мы уже знаем, что соляной кислоте, количеством вещества 2 моль,

Найти: соответствует 1 моль водорода. Какой объём водорода будет соответствовать m (H₂) соляной кислоте массой 730 граммов?

2. В первой задаче мы уже вычислили количество вещества соляной кислоты – 20 моль, а водорода – 10 моль.

3. Нам известно, что моль любого газа (при н.у.) занимает объём равный 22,4 литра.

Следовательно, мы можем составить новую пропорцию:

1 моль (H₂) = 22,4 л.

10 моль (H₂) = Х л

Х = 10 _* 22,4: 1 = 224 л.

Ответ: V(H₂) = 224 л.

Можно решить задачу и другим способом, используя молекулярную массу и объём:

1. Составим уравнение реакции:

2HCl + Zn → ZnCl

2 + H₂↑

2. Вычислим молекулярную массу соляной кислоты: Mr (2HCl) = 2 _* (35,5 + 1) = 73

3. В уравнении реакции расставим что известно, и что нужно найти:

m –730 г Х

2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

Mr 73 V (22, 4)

4. На основе данных составим пропорцию:

m –730 г = Х

Mr 73 = V (22, 4)

5. Вычислим, чему равен объём водорода (Х): Х = 730_*22,4 : 73 = 224 л.

6. Как мы видим, независимо от способа решения задачи, мы получаем один и тот же ответ.

V Дом.задание

Параграф _____, определения в тетради.

6.02 * 10²³ 

1/моль

3 моль

44.8 л

12.04 * 10²³

2.24 л

0,602* 10²³

VI.Подведение итогов урока. Оценивание учащихся. Рефлексия.

Закон Авогадро — Электронный учебник K-tree

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 6,022·10

23 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

Закон Авагадро. Молярный объём газов

— Нас интересует, как связаны между собой объем газов и количество молекул, содержащихся в этом объеме? Этим вопросом заинтересовался в начале XIX столетия итальянской ученый Амедео Авогадро. После многочисленных экспериментов с газообразными веществами он в 1814 году сформулировал свой закон, который со временем получил название закона Авогадро. Ребята, запишите его к себе в тетрадях.

Закон Авагадро: в равных объемах любых газов, которые находятся в одинаковых условиях (температура и давление), содержится одинаковое число молекул.

Внимание! Закон справедлив только для идеальных газов и не применяется для жидкостей.

— Согласно закону Авогадро, в равных объемах разных газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул. Какая еще величина характеризуется равным числом частичек? (Ответ: моль).

— Какой мы можем сделать вывод?

1 моль любого газа при одинаковых условиях занима­ет одинаковый объем. Это первое следствие, которое вытекает из закона Авогадро.

— Как можно назвать объем 1 моль газа по аналогии с молярной массой? (Молярный объём).

Молярный объем — это физическая величина, которая равняется от­ношению объема вещества к его количеству.

Рассчитывается по формуле:

При нормальных условиях молярный объем любого газа составляет приблизительно 22,4л/моль.

Зная молярный объем газа, можно определить количество вещества л, которое содержится в объеме V при нормальных условиях:

п

Если мы знаем, что в одном моле вещества содержится такое количест­во молекул, которое равняется числу Авогадро, то можем вычислить число молекул газа (N) в определенном объеме при нормальных условиях:

; N

Ребята, давайте разберём решения нескольких задач.

Учитель раздаёт учащимся карточки с примерами решения задач (см. Приложение).

Закон авогадро и следствия из него химия. Важнейшее положение в химии

Урок посвящен изучению закона Авогадро, который применятся только для газообразных веществ и позволяет сравнивать число молекул в порциях газообразных веществ. Вы узнаете, как на основании данного закона можно сделать вывод о составе молекул газа, познакомитесь с моделями молекул некоторых веществ.

Тема: Первоначальные химические представления

Урок: Закон Авогадро. Состав молекул

В твердых телах, по сравнению с жидкостями и тем более газами, частицы вещества находятся в тесной взаимосвязи, на небольших расстояниях. В газообразных же веществах расстояния между молекулами настолько велики, что практически исключает взаимодействие между ними.

Рис. 1. Модели строения вещества в разных агрегатных состояниях

При отсутствии взаимодействия между молекулами их индивидуальность не проявляется. Значит, можно считать, что между молекулами в любых газах расстояния одинаковые. Но при условии, что эти газы находятся в одинаковых условиях – при одинаковых давлении и температуре.

Раз расстояния между молекулами газов равны, значит, равные объемы газов содержат равное число молекул. Такое предположение высказал в 1811 г. итальянский ученый Амедео Авогадро. Впоследствии его предположение было доказано и названо законом Авогадро.

Свою гипотезу Авогадро использовал для объяснения результатов опытов с газообразными веществами. В процессе рассуждений он смог сделать важные выводы о составе молекул некоторых веществ.

Рассмотрим результаты экспериментов, на основании которых Авогадро смог смоделировать молекулы некоторых веществ.

Вы уже знаете, что при пропускании через воду электрического тока, вода разлагается на два газообразных вещества — водород и кислород.

Опыт по разложению воды проведем в электролизере. При пропускании электрического тока через воду на электродах начнут выделяться газы, которые вытеснят воду из пробирок. Газы получатся чистыми, потому что воздуха в пробирках, заполненных водой, нет. Причем объем выделившегося водорода будет в 2 раза больше, чем объем выделившегося кислорода.

Какой вывод сделал из этого Авогадро? Если объем водорода в два раза больше объема кислорода, значит, молекул водорода образовалось тоже в 2 раза больше. Следовательно, в молекуле воды на два атома водорода приходится один атом кислорода.

Рассмотрим результаты других опытов, которые позволяют сделать предположение о строении молекул веществ. Известно, что при разложении 2 л аммиака образуется 1 л азота и 3 л водорода (Рис. 2).

Рис. 2. Соотношение объемов газов, участвующих в реакции

Отсюда можно сделать вывод, что в молекуле аммиака на один атом азота приходится три атома водорода. Но почему тогда для реакции потребовалось не 1л аммиака, а 2л?

Если воспользоваться моделями молекул водорода и аммиака, которые предложил Д. Дальтон, то получил результат, противоречащий эксперименту, т.к. из 1 атома азота и трех атомов водорода получится только 1 молекула аммиака. Таким образом, по закону Авогадро объем разложившегося аммиака в этом случае будет равен 1 л.

Рис. 3. Объяснение результатов эксперимента с позиций теории Д. Дальтона

Если же предположить, что каждая молекула водорода и азота состоит из двух атомов, то у модели не будет противоречия с экспериментальным результатом. В этом случае одна молекула азота и три молекулы водорода образуются из двух молекул аммиака.

Рис. 4. Модель реакции разложения аммиака

Рассмотрим результаты еще одного опыта. Известно, что при взаимодействии 1 л кислорода с 2 л водорода образовалось 2 л паров воды (т.к. реакцию проводят при температуре больше 100 С). Какой вывод можно сделать о составе молекул кислорода, водорода и воды?Такое соотношение можно объяснить, если предположить, что молекулы водорода и кислорода состоят из двух атомов:

Рис. 5. Модель реакции между водородом и кислородом

Из двух молекул водорода и 1 молекулы кислорода образуется 2 молекулы воды.

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.

2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П. А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского — М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.26-27)

3. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005.(§11)

4. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().

2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

1. с.67 № 2 из учебника «Химия: 8-й класс» (П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005).

2. №45 из Сборника задач и упражнений по химии: 8-й класс: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия, 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006.

2.6. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)

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

Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем .

В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0 ° С (273К) и
101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа V m .
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа V m = 22,4 л/моль.

Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным используется объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

где Р o , V o , Т o — давление, объем газа и температура при нормальных условиях (Р o = 101,3 кПа, Т o = 273К).

Если известна масса (m) или количество (n) газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева — Клапейрона: PV = n RT,
где n = m/M — отношение массы вещества к его молярной массе,
R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль Ч К).

Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов . Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:
где М 1 и М 2 — молярные массы двух газообразных веществ.

Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М 1) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М 2). По величинам D и М 2 можно найти молярную массу исследуемого газа: M 1 = D Ч M 2 .

6. Применение закона Авогадро. Молярный объем

Так как одинаковые объемы газа содержат одинаковое число молекул, то веса молекул пропорциональны плотности газов .

Плотность газа — это вес одного литра газа при температуре 0°С и давлении 760 мм ртутного столба (плотность кислорода — 1,429). Физическими методами ее можно установить очень точно (особенно если определяется молекулярный вес вещества еще неисследованного) таким способом: при соответствующих давлении и температуре определяется объем, занимаемый определенным весовым количеством испытуемого вещества; температура и давление пересчитываются на 0°С и 760 мм ртутного столба, и по полученному объему и весу вычисляется плотность газа или вещества в газообразном состоянии.

Если известен удельный вес газа или вещества в газообразном состоянии, то можно согласно соотнощению:

вычислить, что молекулярный вес испытуемого вещества:

т. е. молекулярный вес газа или вещества в газообразном состоянии равен удельному весу газа или вещества в газообразном состоянии, помноженному на число 22,41 .

Ввиду того, что это уравнение действительно во всех случаях, из него вытекает, что грамм-молекула или моль каждого газа, т. е. молярный объем каждого газа

Грамм-молекула или моль каждого газа или вещества в газообразном состоянии занимает при одинаковых температуре и давлении одинаковый объем . При нормальных условиях 0°С и 760 мм давления рт. ст. этот объем составляет 22,41 литра .

Рис. 5. При нормальных условиях (0°С и давлении 760 мм рт. ст. все газы занимают объем равный 22,41 литра (молярный объем)

На величине молярного объема газа и на молекулярных уравнениях основаны стехиометрические вычисления, в которых веса газов пересчитываются на их объем.

Вычислите, сколько литров кислорода получится разложением 250 г HgO и какой объем кислород будет занимать при нормальных условиях (0°С и 760 мм давления).

Для вычисления нужно воспользоваться молекулярным уравнением, ибо оно указывает отношения объемов:

из 432,32 г HgO получится 32 г кислорода (22,41) литра)

из 250 г HgO получится х г кислорода × литров

Закон авогадро примеры

Решение задач >> Моль. Закон Авогадро. Мольный объем газа

С 1961 г. в нашей стране введена Международная система единиц измерения (СИ). За единицу количества вещества принят моль. Моль — количество вещества системы, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько их содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества N a (число Авогадро), определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*10 23 молекул (моль-1).

Нетрудно показать, что масса 1 моля вещества (мольная масса), выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества, выражаемой в атомных единицах массы (а. е.м.). Например, относительная молекулярная масса кислорода (Мг) — 32 а.е.м., а мольная масса (М) — 32 г/моль.

Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Иными словами, одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. Вместе с тем, 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа (Vо) и при нормальных условиях (0 °С = 273 К, давлении 101,325 кПа = 760 мм рт. ст. = 1 атм) равен 22,4 дм3. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через Vо, а давление — через Ро.

Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:

Ро / Р 1 = V 1 / Vо, или PV = const.

По закону Гей-Люссака при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т):

V 1 / T 1 = Vо / То или V / Т = const.

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

PV / Т = PоVо / То, (*)

где Р и V — давление и объем газа при данной температуре Т; Ро и Vо — давление и объем газа при нормальных условиях (н. у.). Приведенное уравнение позволяет находить любую из указанных величин, если известны остальные.

При 25 °С и давлении 99,3 кПа (745 мм рт. ст.) некоторый газ занимает объем 152 см3. Найдите, какой объем займет этот же газ при 0 °С и давлении 101,33 кПа?

Подставляя данные задачи в уравнение (*) получим: Vо = PVТо / ТРо = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 см3.

Выразите в граммах массу одной молекулы СО2.

Молекулярная масса СО2 равна 44,0 а.е.м. Следовательно, мольная масса СО2 равна 44,0 г/моль. В 1 моле СО2 содержится 6,02*10 23 молекул. Отсюда находим массу одной молекулы: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31*10 -23 г.

Определите объем, который займет азот массой 5,25 г при 26 °С и давлении 98,9 кПа (742 мм рт. ст.).

Определяем количество N2, содержащееся в 5,25 г: 5,25 / 28 = 0,1875 моль, V, = 0,1875*22,4 = 4,20 дм3. Затем приводим полученный объем к указанным в задаче условиям: V = РоVоТ / РТо = 101,3*4,20*299 / 98,9*273 = 4,71 дм3.

Закон Авогадро

В 1811 г. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой равные объемы всех газов при одинаковых температуре и давлении содержат одинаковое число молекул. Эта гипотеза впоследствии получила название закона Авогадро.

Амедео Авогадро (1776-1856)-итальянский физик и химик. Его крупнейшие достижения заключаются в том, что он: установил, что вода имеет химическую формулу h3O, а не НО, как считалось ранее; стал проводить различие между атомами и молекулами (более того, ввел сам термин «молекула») и между атомным «весом» и молекулярным «весом»; сформулировал свою знаменитую гипотезу (закон).

Число молекул в одном моле любого газа равно 6,022 -10″. Это число называется постоянной Авогадро и обозначается символом А. (Строго говоря, оно является не безразмерной численной величиной, а физической постоянной, имеющей размерность моль»1.) Постоянная Авогадро-это просто название числа 6,022-1023 (любых частиц-атомов, молекул, ионов, электродов, даже химических связей или химических уравнений).

Поскольку один моль любого газа всегда содержит одинаковое число молекул, из закона Авогадро следует, что один моль любого газа всегда занимает один и тот же объем. Этот объем для нормальных условий можно вычислить при помощи уравнения состояния идеального газа (4), полагая п = 1 и подставляя в него значения газовой постоянной R и стандартных температуры и давления в единицах системы СИ. Такой расчет показывает, что моль любого газа при нормальных условиях имеет объем 22,4 дм3. Эта величина называется молярный объем.

Плотность газа. Поскольку один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 дм3, нетрудно вычислить плотность газа. Например, один моль газообразного CO2 (44 г) занимает объем 22,4 дм3. Отсюда следует, что плотность CO2 при нормальных условиях равна

Следует обратить внимание на то, что этот расчет основан на двух предположениях, а именно: a) CO2 подчиняется закону Авогадро при нормальных условиях и б) CO2 представляет собой идеальный газ и, следовательно, подчиняется уравнению состояния идеального газа.

Позже мы убедимся, что свойство реальных газов, a CO2 является одним из них, при определенных условиях значительно отклоняется от свойств идеального газа.

Плотность водорода

На экспериментальном определении плотностей газов и их сопоставлении с плотностью водорода основывались первые в истории химии определения молекулярного «веса» многих газов и жидкостей. В таких определениях водороду всегда приписывали атомный «вес», равный единице.

Понятия атомный вес и молекулярный вес означают приблизительно то же самое, что и современные термины «относительная атомная Масса» и соответственно «относительная молекулярная масса».

www.himikatus.ru

Закон Авогадро

Формулировка закона Авогадро

Этот закон был сформулирован итальянским ученым Амедео Авогадро в 1811 г. в виде гипотезы, а потом получил экспериментальное подтверждение. Этот закон также можно вывести из основного уравнения молекулярно-кинетической теории:

Учитывая, что концентрация:

Из последнего выражения число молекул газа:

Очевидно, что при одинаковых условиях (одинаковых давлении и температуре) в равных объемах число молекул будет одинаковым.

Следствия из закона Авогадро

Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.

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 :

Следствие 2 из закона Авогадро. Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью .

5. Понятие волновой функции. Квантовые числа, их сущность. Понятие энергетического уровня, подуровня, орбитали. Электронное облако и его форма.

13. Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия образования вещества. Термохимические расчеты.

18. Способы выражения состава растворов.

12. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. Свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Критерий направленности химических реакций.

15. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

17. Вода. Физические и химические свойства. Уникальные свойства воды. Строение молекулы воды. Водородная связь. Диаграмма строения воды.

32.Электрохимическая коррозия и способы защиты от нее.

33.Гальвонические элементы. Элемент Даниоля-Якоби. Эдс гальвонического элемента.

34.Аккумуляторы. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы на электродах при работе свинцового аккумулятора.

35.Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.

19. Общие свойства растворов. Закон Рауля и его следствия. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Определение молекулярных масс растворенных веществ.

21. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.

1.Химия – часть естествознания. Химические процессы. Типы химических соединений. Химическая номенклатура. Номенклатура средних, кислых, основных солей.

Химия – часть естествознания.

Химия-наука о веществах. Она изучает вещества и их превращения, сопровождающиеся изменением внутреннего строения вещества и электронной структуры взаимодействующих атомов, но не затрагивающие состав и структуру ядер.

Известно около 7000000 химических соединений и из них 400000 неорганических.

Химия – одна из фундаментальных дисциплин. Она является частью естествознания, наук о природе. Она связана с множеством других наук, таких как физика, медицина, биология, экология и т.д.

Химические процессы.

Типы химических соединений.

Химическая номенклатура.

В настоящее время для названия химических элементов используют тривиальную и рациональную номенклатуру, причем последняя делится на русскую, полусистематическую (международную) и систематическую.

В тривиальной номенклатуре используют исторически сложившиеся собственные имена химических веществ. Они не отражают состав химических соединений. Использование таких названий чаще всего дань традиции. Пример: СаО – негашеная известь, N2О – веселящий газ.

В рамках русской номенклатуры используют для названия химических соединений корни русских названий, а в полусистематической – латинских. Чтение формул химических соединений начинается справа налево. И русская и полусистематическая номенклатуры в полной мере отражаю состав химических соединений. Пример: СаО – окись кальция (оксид кальция), N2O – полуокись азота (оксид азота I).

В целях унификации и упрощения формирования названий международный союз теоретической и прикладной химии предложил иную систему формирования химических соединений. Согласно этим правилам называть эти вещества следует слева направо. Пример: СаО – кальций оксид, N2O – диазот оксид.

В настоящее время самые распространенные в использовании русская и полусистематическая номенклатура.

Номенклатура средних, кислых, основных солей.

По химическому составу различают средние, кислые, основные соли. Существуют еще двойные, смешенные и комплексные соли. Большинство солей независимо от их растворимости в воде являются сильными электролитами.

Нормальные соли.

Закон Авогадро.

Амадео Авогадро в 1811 году выдвинул гипотезу, которая в дальнейшем была подтверждена опытными данными и потому стала называться законом Авогадро:

Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул.

Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. Таким образом, при соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, которые образуют молекулы хлористого водорода. Из одной молекулы хлора и одной молекулы водорода образуется две молекулы хлористого водорода.

Следствия закона Авогадро.

Равные количества газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (давлении и температуре), занимают равные объемы. 5Па.

Плотности любых газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (Т, Р), относятся как их мольные (молярные) массы.

Отношение плотностей – относительная плотность одного газа по другому (D отн. ), тогда отношение молярных масс – тоже равно D отн.

Если относительная плотность газа определена по водороду или по воздуху, то значение μ=2Dн и μ=29Dвозд. Где 29 – мольная масса воздуха.

Если газ находится в реальных условиях, то его объем вычисляется по формуле Менделеева-Клапейрона:

P*V=(m/μ)*R*T, где R=8,31 Дж/моль*К

Газовые смеси.

Если в газовой смеси нет взаимодействия, то каждый газ смеси обладает своими индивидуальными свойствами и подчиняется рассмотренным ранее законам.

Состав газовых смесей может выражаться: массовыми, объемными, мольными долями.

Массовая доля газа – отношение массы газа к массе всей газовой смеси.

Объемная доля газа – отношение объема газа к объему всей смеси.

Мольная доля газа – отношение числа молей газа к числу молей смеси.

Одним из следствий закона Авогадро: объемная доля = мольной доле.

Основные характеристики газовой смеси суммируются из характеристик ее компонентов. Так общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газа.

3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.

Эквивалент.

Эквивалентом вещества (элемента) Э называется такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества (элемента). Например, найдем эквивалент некоторых веществ: HCl – 1 моль, h3O. С одним молем водорода соединяется 1 моль хлора и ½ атомов кислорода, и следовательно эквиваленты равна соответственно 1 и ½.

Эквивалентная масса и эквивалентный объем.

Эквивалентная масса (Эм) называется масса одного эквивалента вещества (элемента).

Эквивалентные массы ранее рассмотренных элементов равны Эм(Cl)=35.3 г/моль, Эм(O)=8 г/моль.

Эквивалентную массу любого элемента можно определить по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная величина степени окисления в соединениях. Поскольку большинство элементов имеют переменную степень окисления, то значения их эквивалентов в различных соединениях различно. Например найдем

Если в задаче указаны объемы газов, то удобнее пользоваться понятием эквивалентный объем, вычисляемый с помощью закона Авогадро. Эквивалентным объемом называется объем занимаемый при н.у. одним эквивалентом вещества. Так 1 моль водорода, т.е. 2г. Занимает объем 22.4л., следовательно 1г. (т.е. одна эквивалентная масса), будет занимать 11,2л. Аналогично можно найти эквивалентный объем кислорода который равен 5.6л.

Закон эквивалентов.

Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны изх эквивалентным массам. m1/m2=Эм1/Эм2

Для химической реакции:

νаА+νвВ=νсС+νдД справедливо nЭм(А)=nЭм(В)=nЭм(С)=nЭм(Д)

Где nЭм – число эквивалентных масс. Поэтому если известно число эквивалентных масс одного из веществ, то отпадает необходимость в подсчете числа Эм оставшихся веществ. Очевидно, что число эквивалентных масс равно отношению массы вещества к эквивалентной массе.

Закон эквивалентов для эквивалентных объемов записывается в следующем виде:

Эквивалентные массы сложных соединений.

На основе закона эквивалентных масс справедливы следующие формулы для расчета Эм:

Эм(оксида)=μ(оксида)/∑СОэл-та,где ∑СОэл-та – суммарная степень окисления одного из элементов (она равна произведению степери окисления элемента на число атомов этого элемента)

Эм(соли)=μ(соли)/∑z , где ∑z – суммарный заряд иона (катиона или аниона).

Эм(кислоты)=μ(кислоты)/nh(основность-число Н)

Эм(основания)=μ(основания)/nон(кислотность основания – число ОН)

h4PO4+2KOH=K2HPO4+2h3O

3Ca(OH)2+h4PO4=(CaOH)3PO4+3h3O

Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4

Электрон является объектом микромира и в своем поведении он подчиняется особым законам, не похожим на законы макромира. Движение объектов микромира описывается не законами механики Ньютона, а законами квантовой механики. Квантовая механики основывается на двух основных принципах.

Принцип корпускулярно-волнового дуализма.

Согласно этому принципу поведение объектов микромира может быть описано как движение частицы (корпускулы) и как волновой процесс. Физически это представить невозможно. Математически это описывается уравнением Де Бройля:

ק=(h*ν)/m*υ, где ν – длина волны, соответствующая электрону массой m и движущегося со скоростью υ.

Принцип неопределенности Гейзенберга.

Для электрона не возможно с какой либо точностью определить координату х и импульс (px=m*Vx, где Vx – скорость электрона в направлении координаты х)

Неопределенности (погрешности) нашего знания о величинах х и рх. Мы можем говорить лишь о вероятностном расположении электрона в этом месте. Чем точнее мы определяем х, тем неопределеннее для нас становится величина рх.

Из этих двух принципов складывается ветоятностно-статистический характер квантовой механики.

6. Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах). Электронные формулы многоэлектронных атомов на примере элементов 2 и 3 периодов. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные формулы элементов в основном и возбужденных состояниях на примере атомов азота, углерода, серы.

Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах).

Согласно принципу минимума энергии, наиболее точным состоянием атома будет то, при котором электроны размещаются на орбиталях с наименьшей энергией. Состояние атома, которое характеризуется минимальным значением энергии электрона называется основным (невозбужденным).

Порядок заполнения орбиталей энергетически определяется:

1). принцип минимума энергии

2).принцип Паули

3).правило Хунда

Принцип наименьшей энергии

Так появление второго электрона у атома гелия приводит к тому, что на эффект взаимодействия электрона с положительным ядром, влияет еще и сила отталкивания электронов между собой. При дальнейшем росте электронов, внутренние или основные электроны препятствуют взаимодействию внешних с ядром. То есть внутренние электроны экранируют внешние, В связи с этими причинами в многоэлектронных атомах различаются подуровни с соответственно различным значением энергии. Порядок чередования подуровней определяется двумя правилами Клечковского:

1).Меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением суммы n+l

2).При одинаковых значениях суммы меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением m

Таблица. 4s подуровень по энергии ниже, чем 3d подуровень, т.к. s электроны меньше экранируются, чем d электроны, т.к. могут ближе проникнуть к ядру.

Принцип Паули

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым наборов квантовых чисел. Таким образом, на одной орбитали может находится не более двух электронов, причем с разными спинами вращения.

Правило Хунда

Подуровень заполняется таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. То есть в пределах подуровня сначала заполняется максимальное число квантовых ячеек.

7. Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера. S -, p -, d -, f — элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе.

Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера.

При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера.

Кроме того, периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях.

S -, p -, d -, f — элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе.

Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни.

10.Ковалентность в методе валентных связей. Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях. Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl

Ковалентность в методе валентных связей.

Каждый атом предоставляет один из пары электронов. Общее число электронных пар, которое он образует с атомами других элементов, называется ковалентностью.

Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях.

Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl в рамках метода валентных связей.

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.

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 6,022·10 23 .

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.

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. 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.

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.

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.

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».

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.

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.

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.

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.

Урок №59. Закон Авогадро. Молярный объём газов

Амедео Авогадро

Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. (1811 г, итальянский учёный Амедео Авогадро)

Cледствия из закона Авогадро:

1 следствие:

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Так, 6,02 ∙ 10²³ молекул (1 моль) любого газа и любой смеси газов при (н.у.) занимает объём равный 22,4 л.

Такой объём называется молярным объёмом и обозначается V_m

Молярный объём – это постоянная величина для веществ – газов при нормальных условиях (н.у.):

Vm = 22,4 л/моль н.у.  – это p = 1амт (101325 Па) t = 0 ˚C (273 К)

Взаимосвязь молярной массы, молярного объёма, числа Авогадро и количества вещества:

υ = V / V_m = N / N_a = m / M

M = ρV_m

Задача №1

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

Дано: н.у. Vm= 22, 4л/моль ν (N2) = 0,2 моль	Решение: ν (N2) = V(N2 ) / Vm , следовательно   V (N2 ) = ν (N2) · Vm = 0,2 моль · 22,4 л / моль = 4,48 л   Ответ: V (N2 ) = 4,48 л
Найти: V — ?

Задачи для самостоятельного решения

Решите задачи по приведённому образцу:

1. Какой объем занимают 5 моль О₂ при н.у.?

2. Какой объем занимают 2,5 моль Н₂ при н.у.?

Задача №2

Образец: Какое количество вещества содержит водород объемом 33,6 л при н.у.?

Дано: н. у. Vm= 22, 4л/моль V (H2) = 33,6 л	Решение: ν (Н2) = V(N2 ) / Vm = 33,6 л / 22,4 л/моль = 1,5 моль   Ответ: ν (Н2) = 1,5 моль
Найти: ν — ?

Задачи для самостоятельного решения

Решите задачи по приведённому образцу:

1. Какое количество вещества содержит кислород объемом 0,224 л при н.у.?

2. Какое количество вещества содержит углекислый газ объемом 4,48  л при н.у.?

Задача №3

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

Дано: н.у. Vm= 22, 4л/моль m (CO) = 56 г	Решение: 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     Ответ: V (CO ) = 44,8 л
Найти:  V — ?

Задачи для самостоятельного решения

Решите задачи по приведённому образцу:

1. Какой объем займут 8 г. газа  О₂  при н.у.?

2. Какой объем займут 64 г. газа  SО₂  при н.у.?

Задача №4

Образец: В каком объеме содержится 3·10²³ молекул водорода Н₂ при н.у.?

Дано: н.у. Vm= 22, 4л/моль N = 3·1023 молекул Na = 6,02 ·1023 моль-1	Решение: ν (Н2) = V(Н2) / Vm , следовательно   V (Н2 ) = ν (Н2) · Vm   Неизвестное количество вещества найдём по формуле: ν = N / Na = 3·1023 /  6,02 ·1023 моль-1 = 0,48 моль   V (Н2 ) = ν (Н2) · Vm = 0,48 моль · 22,4 л/моль = 10,752 л     Ответ: V (Н2 ) = 10,752 л
Найти:  V — ?

Задачи для самостоятельного решения

Решите задачи по приведённому образцу:

1. В каком объеме содержится 12,04 ·10²³ молекул водорода СО₂ при н.у.?

2. В каком объеме содержится 3,01·10²³ молекул водорода О₂ при н.у.?

Решите задачи для закрепления:

Урок химии «Закон Авогадро». 8-й класс

Сегодня к выпускнику школы XXI века общество предъявляет достаточно серьёзные требования. Выпускник должен:

Но оценка знаний обучающихся до сих пор остается в значительной степени формальной и субъективной. А ведь еще В.А. Сухомлинский говорил, что «оценка дисциплинирует школьников, приучает их трудиться регулярно. Она укрепляет у детей оптимистическое восприятие жизни, труда, и в первую очередь – учебного».. Рейтинговая система – это система накопления оценок, баллов, которые отражают успеваемость обучающихся и их творческий потенциал.

Положительные, с моей точки зрения, стороны данной системы:

Урок по теме «Закон Авогадро и следствия из него» можно провести, используя рейтинговую систему оценивания. Ее удобно использовать на обобщающих уроках, когда нужно повторить большой объем учебного материала.

Цель урока: Изучить закон Авогадро и следствия из него.

Оборудование: Компьютер, проектор, экран.

Дидактические материалы: слайд-фильм «Закон Авогадро», учебник Г.Е. Рудзитис «Химия 8».

Этапы урока	Деятельность учителя	Деятельность учеников
1. Организационный	Приветствует учащихся с целью создания благоприятной атмосферы урока. Объявляет тему урока и сообщает задачи урока. (слайды 1-2)	Слушают, наблюдают, настраиваются на восприятие материала урока
2. Актуализация знаний	Предлагает вопросы: Какие газовые законы вы знаете из курса физики? Как вы думаете, где больше частиц: в 1 литре воды или в одном литре кислорода?	Отвечают на вопросы
3. Изучение нового материала	Комментирует слайды 3-7	После просмотра слайдов делают записи в тетради
	Предлагает ознакомиться с формулировкой закона Авогадро по учебнику стр.153	Знакомятся с формулировкой закона и записывают ее в тетрадь
	Предлагает учащимся повторить устно формулировку закона соседу по парте	Работают в паре, повторяя формулировку закона
	Предлагает оценить свою работу в технологической карте	Оценивают свою работу
	Комментирует слайды 8-9	Делают записи в тетрадь
	Комментирует слайд 10, задает вопросы Какой объем займет 1 моль воды? Какой объем займет 1 моль кислорода, углекислого газа, азота?	Отвечают на вопросы, расчеты записывают в тетрадь
	Предлагает оценить свою работу в технологической карте	Оценивают свою работу
	Демонстрирует слайд 11	Записывают формулы на форзац тетради
4. Закрепление знаний	Демонстрирует слайд 12, предлагает решить задачу по вариантам	Решают задачу в тетради
	Предлагает объяснить задачу соседу по парте	Объясняют задачу своего варианта соседу по парте, записывают решение в тетрадь
	Предлагает оценить свою работу в технологической карте	Оценивают свою работу
	Демонстрирует слайд 13, предлагает решить задачу у доски	Записывают решение задачи в тетради
	Демонстрирует слайд 14, предлагает решить задачи по вариантам	Решают задачу в тетради
	Предлагает объяснить задачу соседу по парте	Объясняют задачу своего варианта соседу по парте, записывают решение в тетрадь
	Предлагает оценить свою работу в технологической карте	Оценивают свою работу
	Демонстрирует слайд 15 и напоминает алгоритм решения задачи	Решают задачу в тетради
	Предлагает оценить свою работу в технологической карте	Оценивают свою работу
5. Домашнее задание	Демонстрирует слайд 16	Записывают домашнее задание.
Итог урока	Предлагает учащимся оценить свою работу на уроке, посчитать сумму баллов и сдать технологические карты	Работают с технологическими картами и сдают их учителю

8. Закон объемных отношений. Закон Авогадро. . Общая химия

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений или «химического» закона Гей-Люссака:

Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Например, при взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода образуются 2 объема водяного пара.

Конечно, при этом предполагается, что все измерения объемов проведены при одном и том же давлении и при одной и той же температуре.

В 1811 г. итальянский физик Авогадро объяснил простые отношения между объемами газов, наблюдающиеся при химических реакциях, установив закон:

В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул.

Этот закон (закон Авогадро) вводил в науку представление о молекулах как о мельчайших частицах вещества. При этом представление об атомах как о мельчайших частицах элемента сохранялось. Авогадро особенно подчеркивал, что молекулы простых веществ отнюдь не должны быть тождественны с атомами: напротив, они обычно состоят из нескольких атомов данного элемента.

Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов. В частности, на его основе было предположено, что молекулы таких газов, как водород, хлор, кислород, азот, состоят из двух атомов. Это предположение объяснило установленные Гей-Люссаком отношения между объемами газов.

— 24 —

Закон Авогадро сыграл большую роль в установлении атомных масс элементов и молекулярных масс сложных веществ (см. § 10).

11.11: Закон Авогадро — Объем и кроты

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

1. Закон Авогадро
2. Резюме
3. Участие и авторство

Спущенная шина не очень полезна. Он не амортизирует обод колеса и создает очень неудобную езду. Когда в шину добавляется воздух, давление увеличивается, так как больше молекул газа попадает в жесткую шину. Сколько воздуха должно быть помещено в шину, зависит от номинального давления для этой шины. Слишком малое давление, и шина не будет держать форму. Слишком большое давление, и шина может лопнуть.

Закон Авогадро

Вы узнали о гипотезе Авогадро: в равных объемах любого газа при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое количество молекул. Отсюда следует, что объем газа прямо пропорционален количеству молей газа, присутствующего в образце. Закон Авогадро гласит, что объем газа прямо пропорционален количеству молей (или количеству частиц) газа при постоянных температуре и давлении. Математическое выражение закона Авогадро:

.

\[V = k \×n\]

или

\[\dfrac{V_1}{n_1} = \dfrac{V_2}{n_2}\]

, где \(n\) — количество молей газа, а \(k\) — постоянная величина. Закон Авогадро проявляется всякий раз, когда вы надуваете воздушный шар. Объем воздушного шара увеличивается по мере того, как вы добавляете моли газа в воздушный шар, надувая его.

Если контейнер, содержащий газ, является жестким, а не гибким, давление можно заменить объемом в законе Авогадро. Добавление газа в жесткий контейнер увеличивает давление.

Пример \(\PageIndex{1}\)

Воздушный шар был наполнен до объема \(1,90 \: \text{л}\) \(0,0920 \: \text{моль}\) газообразного гелия. Если в воздушный шар добавить \(0,0210 \: \text{моль}\) дополнительного гелия, в то время как температура и давление остаются постоянными, каков новый объем воздушного шара?

Раствор

Действия по устранению неполадок
Определите «данную» информацию и то, что проблема просит вас «найти». »	Дано: \(V_1 = 1,90 \: \text{L}\) \(n_1 = 0,0920 \: \text{моль}\) Найти: \(V_2 = ? \: \text{L}\)
Перечислите другие известные количества.	Обратите внимание, что окончательное количество молей должно быть рассчитано путем прибавления исходного количества молей к молям добавленного гелия. \(n_2 = 0.0920 + 0,0210 = 0,1130 \: \text{моль}\)
Спланируйте задачу.	Сначала перестройте уравнение алгебраически, чтобы найти \(V_2\). \[V_2 = \frac{V_1 \times n_2}{n_1}\]
Рассчитать.	Теперь подставьте известные величины в уравнение и решите. \[V_2 = \frac{1,90 \: \text{L} \times 0,1130 \: \cancel{\text{mol}}}{0,0920 \: \cancel{\text{mol}}} = 2,33 \: \ текст {L}\]
Подумайте о своем результате.	Поскольку в баллон было добавлено относительно небольшое количество дополнительного гелия, его объем немного увеличился.

Упражнение \(\PageIndex{1}\)

Объем газа объемом 12,8 л содержит 0,000498 молей газообразного кислорода.При постоянной температуре и давлении какой объем занимает 0,0000136 молей газа?

Ответить

0,350 л

Резюме

• Расчет соотношения между объемом и количеством молей газа можно выполнить с помощью закона Авогадро.

Взносы и ссылки

Эта страница была создана на основе контента следующих авторов и отредактирована (тематически или подробно) командой разработчиков LibreTexts в соответствии со стилем, презентацией и качеством платформы:

Принцип Авогадро — Концепция — Химия Видео от Brightstorm

Хорошо. Авогадро провел несколько экспериментов с концепцией моляра. Помните, что это он придумал число 6,02, умноженное на 10 в двадцать третьем. Он также придумал несколько других вещей, одна из которых касается частиц газа. Вот принцип Авогадро. И в нем говорится, что равные объемы газов при той же температуре и давлении содержат равное количество частиц. Хорошо. Что это обозначает? Как мы можем сломать это?

Хорошо. Скажем, у нас есть контейнер, и у нас есть один моль я не знаю.Скажем что-нибудь маленькое. Газ гелий. Ладно, а температура 273 кельвина и одна атмосфера или 101,3 килопаскаля или 760 миллиметров ртутного столба. Это все же просто разные единицы давления. Ладно, посмотрим с одним молем гелия. Мы собираемся сказать, что при этих условиях он обнаружил, что один моль на самом деле составляет 22,4 литра. Но скажем, мы его меняем. Скажем, мы вынимаем маленький гелий и добавляем что-то действительно очень большое. Допустим, вы добавили что-то вроде йода. Йод чрезвычайно велик по сравнению с гелием.

Ну, он тоже нашел в этих условиях, на самом деле это тоже 22,4 литра. Как это может быть? Ну, это потому, что частицы газа — это вообще атомы, они настолько малы по сравнению с контейнером, в котором они находятся, что не имеет значения, большие они или маленькие. Относительно они все одинаковы по сравнению с массивностью контейнера, который его держит. Итак, давайте поговорим о том, почему это важно и как они могут двигаться дальше.

Мы назовем этот объем молярным объемом.Это объем, равный одному молю любого газа, не забывайте, не имеет значения, является ли это огромной газовой частицей, содержащей тонны, тонны и тонны элементов, или это что-то очень маленькое, такое как гелий. Это не имеет значения. В этих условиях нулевой градус Цельсия, также известный как 273 кельвина и какое атмосферное давление, мы собираемся назвать это условие STP, о котором вы, возможно, слышали в классе, стандартная температура и давление, что любой газ в этих условиях будет 22,4 литра. Что угодно, неважно, что это такое.

Что, если бы у меня было два моля этого газа? Ну было бы 22,8 литра. что, если у меня есть половина моля этого конкретного газа? И я пишу, заметьте, я не сказал вам, что это был за газ, потому что это не имеет значения. Было бы 11,2 литра. Хорошо. Итак, как мы можем использовать это число при расчетах? Хорошо. Давайте решим задачу. Рассчитаем объем, который будут занимать на СТП 4,5 килограмма газа этилена с2х5. Теперь единственный раз, когда я могу использовать 22,4 литра, это когда мои условия находятся на STP.В противном случае вам, возможно, придется вычислить этот конкретный объем, используя ваши газовые законы, которые вы выучили на уроках.

Но я хотел бы сделать, я хотел бы сделать эту задачу. Итак, мы хотим выяснить, сколько молей газообразного этилена нам нужно, чтобы вычислить молярный объем. Ну, у нас 4,5 килограмма. Я собираюсь изменить это на граммы, я не люблю килограммы. Итак, один килограмм равен 1000 граммов. И видите, у нас есть 4500 граммов этилена, круто. Хорошо. Давайте тогда изменим эти граммы на моли.Итак, у нас есть 4500, 4500 граммов, а затем моя молярная масса этилена равна 28. Итак, у нас есть 28 граммов на каждый моль. Итак, теперь я знаю, что у меня 160,71 моль с2х5. Хорошо. Вот я смотрю сколько у меня родинок и на мои условия на СТП, так какой у меня объем? Ну, умножьте на 22,4 литра, потому что я знаю, что неважно, какой это бензин. Любой газ на STP будет 22,4 литра. Итак, я собираюсь сказать, хорошо. Я умножу, скажу, что в одном моле газа у нас 22,4 литра. Я собираюсь умножить эти два числа на 160.71 раз по 22,4 литра. И я получаю 3600 литров — это очень много — газа этилена при тех условиях СТП.

Итак, это молярный объем, и он говорит о том, как мы можем его использовать, мы можем использовать этот объем практически во всем, пока вы имеете дело с условиями в STP.

Закон Авогадро с графиками и приложениями ~ ChemistryGod

Закон Авогадро также известен как гипотеза Авогадро или принцип Авогадро. Закон диктует соотношение между объемом газа и числом молекул, которыми обладает газ.Этот закон, как и закон Бойля, закон Шарля и закон Гей-Люссака, является частным случаем закона идеального газа. Этот закон назван в честь итальянского ученого Амедео Авогадро. Это соотношение он сформулировал в 1811 г. Проведя опыты, Авогадро выдвинул гипотезу о том, что в равных объемах газа содержится равное число частиц. Гипотеза также согласовала атомную теорию Дальтона. В 1814 году французский физик Андре-Мари Ампер опубликовал аналогичные результаты. Следовательно, закон также известен как гипотеза Авогадро-Ампера.

Содержание

Заявление

Для идеального газа равные объемы газа содержат равное количество молекул (или молей) при постоянной температуре и давлении.

Другими словами, для идеального газа объем прямо пропорционален его количеству (молям) при постоянной температуре и давлении.

Объяснение

Как гласит закон: объем и количество газа (молей) прямо пропорциональны друг другу при постоянном объеме и давлении. Утверждение может быть математически выражено как:

Замена пропорциональности,

где k константа пропорциональности.

Вышеупомянутое выражение можно изменить следующим образом:

Вышеприведенное выражение действительно для постоянных давления и температуры. По закону Авогадро с увеличением объема газа увеличивается и число молей газа, а с уменьшением объема уменьшается и число молей.

, если V _{1 V 2 и N 1 , N 2 2 — это томалы и моли газа при условии 1 и условия 2 при постоянной температуре и давлении, то, используя закон Авогадро, мы можем сформулировать приведенное ниже уравнение.}

Пусть объем V ₂ при условии 2 вдвое больше объема V ₁ при условии 1.

Следовательно, при удвоении объема число молей также удваивается.

Водород реагирует с кислородом с образованием воды.

Образование воды из водорода и кислорода происходит следующим образом:

В приведенной выше реакции 1 моль ( n _{H 2} ) газообразного водорода реагирует с ¹ ⁄ ₂ 7 моль ( n _{O 2} ) газообразного кислорода с образованием 1 моль ( n _{H 2 O} ) водяного пара. Потребление водорода в два раза превышает потребление кислорода, что выражается ниже: V _{O 2} и аналогично для 1 моль водяного пара, объем V _{H 2 O} . Как мы знаем из закона Авогадро, равные объемы содержат равные моли. Следовательно, соотношение между объемами такое же, как и между молями, следующим образом:

Закон Авогадро вместе с законом Бойля, законом Шарля и законом Гей-Люссака образует закон идеального газа.

Графическое представление

Графическое представление закона Авогадро показано ниже.

График представляет собой прямую линию, проходящую к началу координат с положительным наклоном.

Приведенный выше график построен при постоянной температуре и давлении. Как видно из графика, объем и моль имеют линейную связь с линией положительного наклона, проходящей через начало координат.

Линия параллельна оси x . Таким образом, отношение ^V ⁄ _n не зависит от количества молей газа.

Как показано на рисунке выше, линия

параллельна оси x . Это означает, что значение объема в молях является постоянным и не зависит от изменения моля (или объема).

Оба приведенных выше графика построены при постоянной температуре и давлении.

Константа Авогадро

Константа Авогадро — это константа, названная в честь Авогадро, но не Авогадро, которая его открыла. Постоянная Авогадро — очень полезное число; число определяет количество частиц, составляющих любой материал.Он обозначается N _A и имеет размерность моль ^-1 . Его приблизительное значение приведено ниже.

Молярный объем

Поскольку закон Авогадро касается объема и молей газа, необходимо обсудить понятие молярного объема. Молярный объем, как следует из самого названия, определяется как объем на моль. Он обозначается как V _m и имеет единицу объема, деленную на единицу моля (например, дм ³  моль  ^-1 , м ³  кмоль  ^-1 , см ³ , см ³ , см ³ −1 и т. д.).Из закона идеального газа при STP ( T = 273,15 K, P = 101325 Па) молярный объем рассчитывается как:

Ограничение закона Авогадро

Ограничения следующие: работает идеально только для идеальных газов.

Закон является приблизительным для реальных газов при низком давлении и/или высокой температуре.

При низкой температуре и/или высоком давлении отношение объема к молю для реальных газов немного больше, чем для идеальных газов.Это происходит из-за расширения реальных газов из-за сил межмолекулярного отталкивания при высоком давлении.

Более легкие молекулы газа, такие как водород, гелий и т.д., лучше подчиняются закону Авогадро по сравнению с тяжелыми молекулами.

Применение закона Авогадро в реальном мире

Принцип Авогадро легко соблюдается в повседневной жизни. Ниже приведены некоторые из упомянутых.

Воздушные шары

Когда вы надуваете воздушный шар, вы буквально нагнетаете воздух изо рта внутрь воздушного шара. Другими словами, вы наполняете шарик большим количеством молей воздуха, и он расширяется.

Шины

Вы когда-нибудь заполняли спущенные шины? Если да, то вы просто следуете закону Авогадро. Когда вы нагнетаете воздух внутрь спущенных шин на заправочной станции, количество (молей) газа внутри шин увеличивается, что увеличивает объем, и шины накачиваются.

Легкие человека

Когда мы вдыхаем, воздух проходит внутрь наших легких, и они расширяются, а когда мы выдыхаем, воздух выходит из легких в окружающую среду, и легкие сжимаются.

Лабораторный эксперимент для подтверждения закона Авогадро

Цель

Проверка закона Авогадро путем оценки количества (молей) различных газов при фиксированном объеме, температуре и давлении.

Экспериментальный прибор для проверки закона Авогадро

Прибор

Прибор, необходимый для этого эксперимента, показан на схеме выше. Он состоит из U-образного манометра (на схеме используется манометр с закрытым концом, но можно использовать и манометр с открытым концом), как показано на рисунке, ртути, колбы, вакуумного насоса, четырех-пяти цилиндров с различными газов и термометр. Подсоедините все устройства, как показано на рисунке.

Номенклатура

1. V ₀ — объем колбы, который известен (или определен) до опыта.
2. T – температура, при которой проводится опыт, которую можно определить по термометру (для простоты примем ее за комнатную).
3. P – давление, при котором проводится опыт, которое можно определить по разнице высот ртутного уровня в манометре.
4. W ₀ — вес пустой луковицы, известный (или определенный) перед экспериментом.
5. W – вес заполненной луковицы.
6. Вт _г вес газа внутри колбы.
7. M — молярная масса газа.

Процедуры

1. Возьмите газовый баллон, присоедините его к установке груши, а также присоедините насос к установке груши. При подсоединении аппарата необходимо соблюдать осторожность, чтобы не допустить утечки газа.
2. Сначала закройте ручку газового баллона и откройте ручку вакуумного насоса на груше. Откачайте воздух, заполнивший систему, и включив вакуумный насос.
3. После опорожнения груши закройте ручку вакуумного насоса и выключите вакуумный насос.
4. Начните заполнять колбу баллонным газом, медленно открывая ручку газового баллона, пока не будет достигнута желаемая разница в высоте ртутного столба. Обратите внимание на разницу высот на манометре. (Значение разницы высот должно быть одинаковым для всех показаний.)
5. Закройте все ручки, а также закройте соединение между колбой и манометром, чтобы изолировать газ внутри колбы. Снимите колбу с манометра.
6. Взвесьте луковицу на весах и запишите показания.
7. На этом процедура для первого газа завершена. Повторите ту же процедуру для других газов.

Расчет

Рассчитайте вес газа ( Вт _г ) в баллоне, вычитая вес пустого баллона ( Вт ₀ ) из веса заполненного баллона ( Вт )

Затем рассчитайте количество молей газа как:

Количество молей всех газов должно быть примерно одинаковым в пределах небольшого процента погрешности. Если это так, то все газы подчиняются закону Авогадро.

Если эксперимент проводится при СТП ( T  = 273,15 K, P  = 101325 Па) , то мы также можем рассчитать молярный объем V _м как:

И его значение до 22,4 дм ³ моль ^-1 .

Примеры

Пример 1

Рассмотрим 20 моль газообразного водорода при температуре 0 °C и давлении 1 атм, имеющего объем 44,8 дм ³ . Рассчитайте объем 50 моль газообразного азота при той же температуре и давлении?

Согласно закону Авогадро при постоянной температуре и давлении,

Следовательно, объем равен 112 дм ³ .

Пример 2

Добавление 2,5 л газообразного гелия в 5,0 л гелиевого баллона; воздушный шар расширяется так, что давление и температура остаются постоянными.Оцените конечные моли газа, если газ изначально имеет 8,0 моль.

Конечный объем – это сложение начального объема и добавленного объема.

Из закона Авогадро,

Конечное количество молей в 7,5 л газа равно 12 моль.

Пример 3

3,0 л водорода реагирует с кислородом с образованием водяного пара. Рассчитайте объем кислорода, израсходованного в ходе реакции (при условии, что выполняется закон Авогадро)?

При потреблении каждого моля газообразного водорода расходуется половина моля кислорода.

Согласно закону Авогадро объем прямо пропорционален количеству молей, поэтому мы можем переписать приведенное выше уравнение следующим образом:

В ходе реакции расходуется 1,5 л кислорода.

Associated Articles

Авогадро и закон идеального газа

Существует четыре закона, известных как  Законы о газах , которые описывают поведение газов. Четыре закона — это закон Бойля, закон Шарля, закон Гей-Люссака и закон Авогадро.

Закон Авогадро

Амадео Авогадро  был итальянским физиком, который в 1811 году заявил, что объем любого газа пропорционален количеству молекул газа (измеряется в молях  – символ  моль ). Другими словами, если количество газа увеличивается, то увеличивается и его объем.

Закон Авогадро в действии (© Let’s Talk Science, 2020).

Один важный урок, который мы извлекаем из этого закона, заключается в том, что если сравнивать образцы любого газа, имеющие одинаковый объем, температуру и давление, то все они будут иметь одинаковое количество молекул. Вы можете увидеть это на следующем графике:

Диаграмма, сравнивающая массы газообразного аргона, газообразного кислорода и газообразного азота при одинаковом объеме, количестве, давлении и температуре (© Let’s Talk Science, 2020).

Вот три разных газа, занимающих одинаковый объем (22,4 л), при одинаковом давлении (1 атм) и одинаковой температуре (273 К или 0 °С). Несмотря на то, что их массы различны, количество каждого газа одинаково (1 моль). Один моль  (единица СИ для количества вещества) газа (или любого вещества в этом отношении) содержит такое же количество молекул. Таким образом, мы можем сказать, что все эти три газа содержат одинаковое количество молекул. Число молекул в 1 моле известно как Число Авогадро и огромно (6.02×10 ²³ )! Обратите внимание, что мы не ограничены этими условиями. Например, мы могли бы изменить объем этих газов, чтобы они были больше или меньше, а также изменить давление и температуру, чтобы они были одинаково выше или ниже. Пока все три условия одинаковы для всех газов, мы можем сказать, что все они имеют одинаковое количество молекул! Число может уже не быть числом Авогадро, но количество молекул все еще можно вычислить.

Закон Авогадро в повседневной жизни

Вероятно, вы сами испытали на себе этот пример закона Авогадро.Когда вы надуваете воздушный шар, вы добавляете в него молекулы газа. В результате объем баллона увеличивается, и для этого вы уменьшаете количество молекул в легких (что уменьшает их объем)! Велосипедный насос делает то же самое с велосипедной шиной.

Девушка надувает воздушный шар (Источник: Ренато Ганоза [CC BY] через Викисклад).

Закон идеального газа

Объем, давление, температура и количество (количество) газа могут влиять друг на друга.Поскольку разные газы действуют одинаково, можно написать одно уравнение, связывающее все эти свойства. Закон об идеальном газе объединяет несколько законов, в том числе закон Бойля, закон Шарля, закон Гей-Люссака и закон Авогадро, в одну аккуратную формулу! Этот закон обычно используется для расчета того, как изменится объем газа при изменении температуры, давления или количества газа.

В законе об идеальном газе поведение газа можно резюмировать с помощью следующего уравнения:

PV = нРТ

Где:

• P  это давление
• V  это том
• n  количество молекул газа в молях
• R  это число, известное как идеальная   газовая постоянная (значение R часто, но не всегда, равно 8. 314 Дж/моль ˖ K)
• T  это температура (должна быть в Кельвинах)

На приведенной ниже диаграмме показано, как все вышеуказанные газовые законы присутствуют в этом идеальном газовом законе.

Право	Переменные	Символы в формуле
Бойл	давление и объем	П, В
Чарльз	объем и температура	В, Т
Гей-Люссак	давление и температура	П, Т
Авогадро	объем и сумма	В, н

Хотя на самом деле ни один газ не является «идеальным газом», некоторые из них подходят очень близко.Следовательно, закон идеального газа позволяет нам приблизительно предсказать поведение газа.

Эта формула часто используется, когда вы хотите определить количество газа, присутствующего в контейнере. Например, вы можете найти массу газа в контейнере, взвесив газ в контейнере, откачав газ и снова взвесив контейнер. Однако, поскольку газы имеют такой низкий вес, разница будет настолько мала, было бы трудно измерить. Вместо этого все, что вам нужно знать, это давление, которое можно узнать по манометру, объем баллона и температуру газа.Затем подставьте эти значения в формулу и найдите n , из которых можно получить массу.

В центре внимания инновации

Биогазовый кооператив ZooShare

Между животными в зоопарке Торонто, крупным канадским продуктовым магазином и некоммерческим кооперативом по возобновляемым источникам энергии под названием ZooShare заключается уникальное соглашение. ZooShare разрабатывает первую в Северной Америке биогазовую установку в зоопарке Торонто, используя биомассу — в основном экскременты — от животных зоопарка вместе с пищевыми отходами из местных продуктовых магазинов. На территории зоопарка ZooShare собирается построить биореактор , который представляет собой большой закрытый резервуар, в котором зоопарк и пищевые отходы будут разлагаться микроорганизмами. Микроорганизмы будут разрушать материалы в отсутствие кислорода. Этот тип пищеварения называется анаэробным пищеварением. Продуктами анаэробного сбраживания являются биогаз (состоящий в основном из метана и двуокиси углерода ) и дигестат (остаточный твердый материал, который можно использовать в качестве удобрения).

Метан можно сжечь  (сжечь в присутствии кислорода) с выделением энергии. Установка ZooShare будет преобразовывать тепловую энергию от сжигания метана в механическую энергию, которая может приводить в действие электрический генератор. Ожидается, что электрический генератор ZooShare, работающий с паспортной мощностью  (полная мощность), будет генерировать 500 кВт (киловатт) электроэнергии.

Можно сказать, что проект ZooShare является беспроигрышным. В зоопарке есть способ утилизировать фекалии животных (чтобы фекалии не попадали на свалку ), в продуктовых магазинах есть место для их пищевых отходов (чтобы они тоже не попадали на свалки), а в Онтарио есть источник выработки электроэнергии, не связанный со сжиганием ископаемого топлива.

Участник биомассы в зоопарке Торонто (Источник: Крейг Наги из Ванкувера, Канада [CC BY-SA] через Wikimedia Commons).

 

Закон Авогадро и молярный объем | Формула закона Авогадро — видео и стенограмма урока

Закон Авогадро

Закон Авогадро гласит, что равные объемы любого газа содержат одинаковое количество частиц при одинаковых температуре и давлении. Амедео Авогадро, итальянский ученый, впервые описал закон в 1811 году.

Когда при одинаковых температуре и давлении одинаковое количество частиц газа занимает один и тот же объем

Согласно закону Авогадро объем газа прямо пропорционален количеству молекул газа в сосуде. Этот закон применим ко всем идеальным газам . В идеальном газе частицы не имеют массы и не притягиваются друг к другу; их поведение можно объяснить просто столкновением молекул газа друг с другом и со стенками их сосуда.Конечно, реальные газы не существуют в идеальном состоянии, но из-за их минимального размера и большого количества пространства, окружающего частицы реального газа, их размер и массу практически невозможно измерить, и они считаются несущественными. В результате большинство газов ведут себя более или менее «идеально» в большинстве условий.

История газового закона Авогадро

Французский ученый Гей-Люссак заметил в 1808 году, что в химических реакциях газов отношения объемов реагентов и продуктов всегда упрощаются до небольших целых чисел.Основываясь на анализе наблюдений Гей-Люссака, Авогадро пришел к выводу, что данный объем идеального газа содержит одинаковое количество молекул при одинаковых условиях температуры и давления. «Газовый закон Авогадро» — результат этого понимания.

Портрет итальянского ученого XIX века Амадео Авогадро

Формула закона Авогадро

Закон Авогадро гласит, что объем газа V пропорционален количеству частиц в газе n .Математически это соотношение можно выразить следующим образом:

$$V\propto n $$

Химики используют моля для подсчета частиц, таких как атомы и молекулы. Число Авогадро , NA, представляет собой количество частиц, составляющих моль вещества. Со временем многочисленные эксперименты определили, что числовая апертура составляет 6,02 x 1023 частиц на моль. Существует прямолинейная зависимость между объемом газа и числом молей частиц газа: при постоянной температуре и давлении с увеличением объема газа увеличивается и число молей газа.

В условиях постоянной температуры и давления количество молей газа прямо пропорционально объему, который он занимает.

Другими словами, отношение объема V ‘ к числу частиц газа n равно константе пропорциональности k .

$$\frac{V}{n}= k $$

Закон Авогадро можно также записать так:

$$\frac{V1}{n1}= \frac{V2}{n2} $$

Согласно этому уравнению, при изменении числа частиц в газе от n1 до n2 объем изменяется от V1 до V2 и наоборот.

Закон Авогадро и уравнение идеального газа

Закон идеального газа описывает взаимосвязь между объемом, температурой и давлением в идеальном газе. Используя P = давление, V = объем, n = количество молей частиц газа, R = универсальная газовая постоянная и T = температура, уравнение идеального газа можно записать следующим образом. :

$$PV = nRT $$

Используя закон идеального газа, можно легко вывести закон Авогадро.В качестве первого шага выделите отношение объема, V , и молей, n, на одной стороне уравнения закона идеального газа:

$$\frac{V}{n}= \frac{RT} {P} $$

Будучи константой, ‘R’ никогда не меняется. Отношение R , T и P равно константе k , если температура, T , и давление остаются неизменными:

$$\frac{RT}{P } = k $$

В результате подстановок получается формула закона Авогадро:

$$\frac{V}{n} = k $$

Закон идеального газа описывает поведение газов без учета межмолекулярных сил.Однако поведение газа при очень низких температурах или очень высоком давлении будет отклоняться от закона идеального газа, и поэтому закон Авогадро не будет выполняться. В этих условиях частицы газа будут притягиваться друг к другу, делая их уже не идеальными . Кроме того, молярные массы газов с очень малой массой более идеальны, чем у газов с большой массой.

Определение закона Авогадро в химии.

Примеры закона Авогадро в следующих темах:

• Закон Авогадро: объем и количество

  • Закон Авогадро Закон гласит, что при одинаковых температуре и давлении равные объемы различных газов содержат равное количество частиц.
  • Закон Авогадро (иногда называемый Гипотезой Авогадро или Принципом Авогадро) представляет собой газ Закон ; в нем говорится, что при одинаковых условиях давления и температуры равные объемы всех газов содержат одинаковое количество молекул.
  • На практике реальные газы демонстрируют небольшие отклонения от идеального поведения и не полностью подчиняются закону ; Однако закон по-прежнему является полезным приближением для ученых.
  • Согласно Закону Авогадро, это означало, что водород и кислород соединялись в соотношении 2:1.
  • Используя Закон Авогадро, этот эксперимент подтвердил, что 2 водорода и 1 кислород образуют 1 молекулу воды.

• Число Авогадро и крот

  • Моль представлен числом Авогадро , что составляет 6,02×1023 моль-1.
  • Число Авогадро — это пропорция, которая связывает молярную массу в атомном масштабе с физической массой в человеческом масштабе.
  • Число Авогадро аналогично понятию дюжины или брутто.
  • Число Авогадро равно 6,022×1023 молекул.
  • Число Авогадро имеет фундаментальное значение для понимания как состава молекул, так и их взаимодействий и комбинаций.

• Преобразование молей в атомы

  • Поняв взаимосвязь между числом и числом Авогадро, ученые могут преобразовать число молей в число атомов.
  • Мост между атомами и молями — это Число Авогадро , 6,022×1023.
  • Число Авогадро обычно безразмерно, но когда оно определяет моль, его можно выразить как 6,022×1023 элементарных частиц/моль.
  • Эта форма показывает роль числа Авогадро в качестве коэффициента преобразования между количеством сущностей и количеством молей.
  • Зная известное число молей (x), можно найти число атомов (y) в этом молярном количестве, умножив его на Число Авогадро :

• Эффект конечного объема

  • Реальные газы отличаются от идеального газа законом из-за конечного объема, занимаемого отдельными частицами газа.
  • Закон идеального газа обычно используется для моделирования поведения газофазных реакций.
  • Уравнение Ван-дер-Ваальса модифицирует закон идеального газа с поправкой на этот исключенный объем и записывается следующим образом:
  • , где NA — это число Авогадро , а r — радиус молекулы.

• Молярная масса газа

  • Таким образом, молярная масса определенного газа равна массе отдельной частицы этого газа, умноженной на число Авогадро (6.02 х 1023).
  • Молярную массу идеального газа можно определить, используя еще один вывод закона идеального газа : $PV=nRT$.
  • Как составить и решить задачи об идеальном газе закон , связанные с молекулярной массой и переводом граммов в моли.

• Преобразование одной единицы измерения в другую

  • Используя физические законы , единицы величин могут быть выражены как комбинации единиц других величин.
  • Это основано на физических законах, которые показывают, что электрические и магнитные поля на самом деле являются разными проявлениями одного и того же явления.
  • Число Авогадро , 6,022 х 1023 атомов = 1 моль, также поможет вам в этой задаче.

• Преобразование между массой и числом молей

  • Один моль (сокращенно моль) равен 6,022×1023 молекулярных единиц ( число Авогадро ), и каждый элемент имеет разную молярную массу в зависимости от веса 6.022×1023 его атомов (1 моль).
  • Чтобы определить количество атомов, переведите моли никеля в атомы, используя . Число Авогадро :
  .

• Научное обозначение

• Энергия решетки

  • В этом уравнении NA равно константе Авогадро ; М — постоянная Маделунга, зависящая от геометрии кристалла; z+ — зарядовое число катиона; z- зарядовое число аниона; e — элементарный заряд электрона; n — показатель Борна, характеристика сжимаемости твердого тела; $\epsilon _o$ — диэлектрическая проницаемость свободного пространства; r0 — расстояние до ближайшего иона.

• Молярная масса соединения

  • Один моль (сокращенно моль) равен количеству атомов в 12 граммах углерода-12; это число называется числом Авогадро и было измерено примерно как 6,022 x 1023.

авогадро

авогадро

ДР. ДЖЕРАЛЬД А. РОЗЕНТАЛЬ

---

НОМЕР AVOGADRO

Принцип, сформулированный в 1811 году итальянским химиком Амадео Авогадро (1776-1856), что равных объема газов при одинаковые температура и давление содержат одинаковое количество молекул независимо от их химической природы и физических свойств .Это число (число Авогадро) равно 6,023 х 10 ²³ . это количество молекул любого газа, присутствующего в объеме 22,41 л, и то же самое для самого легкого газ (водород) как тяжелый газ, такой как двуокись углерода или бром.

Номер Авогадро является одной из фундаментальных констант химии. Он позволяет сравнивать различные атомы или молекулы данных веществ, где одно и то же число сравниваются атомы или молекулы.
Это также позволяет определение того, насколько тяжелее простая молекула одного газа, чем что другого, в результате относительные молекулярные массы газов могут можно определить, сравнивая массы равных объемов.

Авогадро — его вклад в химию

Чтобы понять вклад, который внес Авогадро, мы должны рассмотреть некоторые идеи
разрабатывается В настоящее время. Химия только начинала становиться точной наукой. Закон
Определенные пропорции и Закон множественных пропорций были хорошо приняты к 1808 г.
в который раз Джон Дальтон опубликовал свою «Новую систему химической философии».

Далтон предложил, чтобы атомы каждого элемента имели характерный атомный вес, и что это было
атомов, которые были объединяющие звенья в химических реакциях. У Дальтона не было метода измерения
атомных весов однозначно, поэтому сделал неверное предположение, что в самых распространенных соединение
между два элемента, по одному атому каждого.

Примерно в это же время Гей-Люссак изучал химические реакции газов и обнаружил, что в
соотношения объемов реагирующих газов представляли собой небольшие целые числа.Это обеспечило более логический
метод присвоения атомные веса. Гей-Люссак не довел до конца все последствия его
работа. Тем не менее, Далтон понял, что простое интегральное соотношение между объемами реагирующих газов
подразумевал в равной степени простая связь между реагирующими частицами. Дальтон все еще приравнивал частицы с участием
атомов, а может не согласиться с тем, как одна частица кислорода может дать две частицы воды. Это было
прямая угроза к относительно новой атомной теории, и поэтому Дальтон пытался дискредитировать работа
Гей-Люссак.

В 1811 году, Авогадро опубликовал статью в Journal de physique, в которой четко проводилось различие
между молекулой и атом. Он указал, что Дальтон перепутал понятия атомов
и молекул. То «атомы» азота и кислорода на самом деле являются «молекулами», содержащими два атомы
каждый. Таким образом, две молекулы водорода может соединиться с одной молекулой кислорода с образованием двух
молекул воды.

Авогадро предложил что равные объемы всех газов при одинаковых температуре и давлении содержат то же количество молекул, которое теперь известно как принцип Авогадро.

Работа Авогадро почти полностью игнорировался, пока не был насильно представлен
Станислао Каннизарро на конференции в Карлсруэ в 1860 году. Он показал, что принцип Авогадро
можно использовать для определяют не только молярные массы, но и, косвенно, атомные массы. То причина
для более раннего пренебрежение работой Авогадро было, вероятно, глубоко укоренившимся убеждением, что химический Произошла комбинация
в силу сродства разнородных элементов.После электрики открытия
Гальвани и Вольта, это сродство обычно приписывалось притяжению между разноименными зарядами.
Мысль о том, что два одинаковые атомы водорода могут объединяться в соединение молекулярный водород
был противен Химическая философия начала XIX века.

Авогадро — его номер

Это было давно Авогадро, что была введена идея крота.Поскольку молекулярная масса в
грамм (моль) любое вещество содержит одинаковое число молекул, то согласно
Принцип Авогадро, молярные объемы всех газов должны быть одинаковыми. Количество молекул
в одной родинке теперь позвонил по номеру Авогадро. Необходимо подчеркнуть, что Авогадро, безусловно,
не знал родинок или числа, которое должно было носить его имя. Таким образом, число было никогда
фактически определено самим Авогадро.

Как мы все знаем сегодня, Число Авогадро очень велико, принятое в настоящее время значение равно
6,0221367 х 10 ²³ . Размер такого числа чрезвычайно трудно понять. Есть многие
впечатляющих иллюстраций чтобы помочь визуализировать огромный размер этого числа. Например:

Ан Количество стандартных банок с безалкогольными напитками, предлагаемое Авогадро, покрыло бы поверхность землю на глубину более 200 миль.

Если у вас было столько нелопнутых зерен попкорна, как у Авогадро, и вы разложили их через Соединенные Штаты Америки, страна была бы покрыта попкорном на глубину более 9 миль.

Если мы могли считать атомы со скоростью 10 миллионов в секунду, это было бы потребуется около 2 миллиардов лет, чтобы сосчитать количество атомов в одном моле.

Определение номера

Каннизарро, около 1860 г., использовал идеи Авогадро для получения набора атомных весов, основанного на
кислород, имеющий атомный вес 16.В 1865 году Лошмидт использовал комбинацию плотности жидкости, вязкость газа
, и кинетическая теория газов, чтобы примерно установить размер молекул, и
отсюда и номер молекул в 1 см3 газа.

Во время последнего части девятнадцатого века можно было получить разумные оценки за
Номер Авогадро из измерений седиментации коллоидных частиц. В двадцатый
век, затем Малликенс Эксперимент с каплей масла дал гораздо лучшие значения и использовался в течение многих лет.

Более современный метод заключается в вычислении числа Авогадро по плотности кристалла,
относительный атомный масса и длина элементарной ячейки, определенные рентгеновскими методами. Быть полезным для этого
цель, кристалл должны быть без дефектов. Очень точные значения этих величин для кремния имеют
было измерено при Национальный институт стандартов и технологий (NIST).

Чтобы использовать этот подход, необходимо иметь точные значения атомных весов, часто получаемые от
измерение массы атомарных ионов.Например, ионная ловушка, использующая исключительно однородную и
стабильный магнитный и электрические поля должны позволять проводить такие измерения с большей точностью. чем 1 часть
в 1010. Родственник атомная масса кремния особенно важна, так как кристаллы кремния используются в
рентгенологические методы упомянутый выше.

В продолжение этого подхода, один из грантов NIST Precision Measurement Grants 1999 г. был
вручен Дэвиду Притчард, профессор физики Массачусетского технологического института.Он будет
проводящий циклотрон измерения частоты на ионах, которые могут достичь 100-кратного улучшения в
точность измерения атомной массы. Массачусетский технологический институт разработал самую точную в мире массу Спектрометр
с возможностью измерения атомной массы атомов с точностью до одной части на 10 миллиардов. Притчард
предлагает одновременно измерить циклотронные частоты двух разных ионов, чтобы
улучшить значения нескольких фундаментальных констант, включая число Авогадро.

В настоящее время, информация о числе Авогадро из множества различных экспериментов объединена
с другими наблюдениями на другие физические константы. Наиболее вероятный и самосогласованный набор
физических констант который лучше всего соответствует всем надежным данным, затем находится статистическими методами.

Размер Авогадро число определяется нашим определением моля. Что оно делает
продемонстрировать, как маленький атом или молекула сравнивается с количеством материала, которым мы являемся.
знаком с в повседневной жизни, поскольку определение крота включает в себя количество материала мы
совершенно знакомый с участием.

Если вы ученый о жизни и творчестве Авогадро, и иметь информацию, которая может быть полезной
включены в этот страницу, то почему бы не отправить мне подробности по электронной почте. Вклады будут признаны.

Особая благодарность Крис Джонсон за его проницательную презентацию.

---

 

.