Став справжнім проривом у теоретичній хімії та сприяв тому, що гіпотетичні здогади перетворилися на великі відкриття у галузі газової хімії. Припущення хіміків отримали переконливі докази як математичних формул і простих співвідношень, а результати експериментів тепер дозволили робити далекосяжні висновки. Окрім цього, італійський дослідник вивів кількісну характеристику числа структурних частинок хімічного елемента. Число Авогадро згодом стало однією з найважливіших констант у сучасній фізиці та хімії.

Закон об'ємних відносин

Честь бути першовідкривачем газових реакцій належить Гей-Люссаку, французькому вченому кінця XVIII століття. Цей дослідник дав світові відомий закон, якому підпорядковуються всі реакції, пов'язані із розширенням газів. Гей-Люссак вимірював обсяги газів перед реакцією та обсяги, які виходили в результаті хімічної взаємодії. Внаслідок експерименту вчений зробив висновок, відомий як закон простих об'ємних відносин. Суть його в тому, що обсяги газів до і після співвідносяться між собою як невеликі цілі числа.

Наприклад, при взаємодії газоподібних речовин, що відповідають, наприклад, одному об'єму кисню та двом об'ємам водню, виходить два об'єми пароподібної води і так далі.

Закон Гей-Люссака справедливий, якщо всі вимірювання обсягів відбуваються за однакових показників тиску і температури. Цей закон виявився дуже важливим для італійського фізика Авогадро. Керуючись ним, він вивів своє припущення, яке мало далекосяжні наслідки в хімії та фізиці газів, і обчислив число Авогадро.

Італійський вчений

Закон Авогадро

У 1811 році Авогадро прийшов до розуміння того, що в рівних обсягах довільних газів при постійних значеннях температури і тиску міститься те саме число молекул.

Цей закон, пізніше названий на честь італійського вченого, вводив у науку уявлення про найдрібніші частинки речовини - молекули. Хімія розділилася на емпіричну науку, якою вона була, та науку, що оперує кількісними категоріями, якою вона стала. Авогадро особливо підкреслював той момент, що атоми і молекули не є одним і тим же, і що атоми є цеглою для всіх молекул.

Закон італійського дослідника дозволив дійти висновку про кількість атомів у молекулах різних газів. Наприклад, після виведення закону Авогадро підтвердив припущення, що молекули таких газів, як кисень, водень, хлор, азот складаються з двох атомів. Також стало можливим встановлення атомних мас та молекулярних мас елементів, що складаються з різних атомів.

Атомні та молекулярні маси

При обчисленні атомної ваги будь-якого елемента спочатку за одиницю вимірювання була прийнята маса водню як найлегшої хімічної речовини. Але атомні маси багатьох хімічних речовин обчислюються як співвідношення їх кисневих сполук, тобто ставлення кисню та водню приймалося як 16:1. Ця формула була дещо незручною для вимірювань, тому еталоном атомної маси прийняли масу ізотопу вуглецю - найпоширенішої речовини на землі.

На основі закону Авогадро засновано принцип визначення мас різних газоподібних речовин у молекулярному еквіваленті. В 1961 приймається єдина система відліку відносних атомних величин, в основу якої лягла умовна одиниця, що дорівнює 1/12 частини маси одного ізотопу вуглецю 12 С. Скорочена назва атомної одиниці маси - а.е.м. Згідно з цією шкалою, атомна маса кисню дорівнює 15,999 а.е.м, а вуглецю - 1,0079 а.е.м. Так виникло нове визначення: відносна атомна маса - це маса атома речовини, виражена а.е.м.

Маса молекули речовини

Будь-яка речовина складається з молекул. Маса такої молекули виражається в а.е.м, це значення дорівнює сумі всіх атомів, що входять до її складу. Наприклад, молекула водню має масу 2,0158 а.е.м, тобто 1,0079 х 2, а молекулярну масу води можна обчислити за її хімічною формулою H 2 O. Два атоми водню і єдиний атом кисню в сумі дають значення 18 ,0152 а.о.м.

Значення атомної маси кожної речовини прийнято називати відносної молекулярної масою.

Донедавна замість поняття "атомна маса" використовувалося словосполучення «атомна вага». В даний час воно не використовується, але досі зустрічається у старих підручниках та наукових працях.

Одиниця кількості речовини

Разом з одиницями обсягу та маси в хімії використовується особливий захід кількості речовини, яка називається моль. Ця одиниця показує ту кількість речовини, яка містить стільки молекул, атомів та інших структурних частинок, скільки їх міститься в 12 г вуглецю ізотопу 12 С. При практичному застосуванні моля речовини слід брати до уваги, які саме частинки елементів маються на увазі - іони , атоми чи молекули. Наприклад, моль іонів H+ та молекул H2 - це зовсім різні заходи.

В даний час з великою точністю виміряно кількість речовини у молі речовини.

Практичні розрахунки показують, що кількість структурних одиниць у молі становить 6,02 х 10 23 . Ця константа має назву "число Авогадро". Названа на честь італійського вченого, ця хімічна величина показує кількість структурних одиниць у молі будь-якої речовини, незалежно від її внутрішньої структури, складу та походження.

Мольна маса

Маса одного молячи речовини в хімії має назву "мольна маса", ця одиниця виражається співвідношенням г/моль. Застосовуючи значення мольної маси практично, можна побачити, що мольна маса водню становить 2,02158 г/моль, кисню - 1,0079 г/моль тощо.

Наслідки закону Авогадро

Закон Авогадро цілком застосовний визначення кількості речовини при обчисленні обсягу газу. Однакова кількість молекул будь-якої газоподібної речовини за постійних умов займає рівний обсяг. З іншого боку, 1 моль будь-якої речовини містить постійне число молекул. Напрошується висновок: при постійних температурі і тиску один моль газоподібної речовини займає незмінний обсяг і містить однакову кількість молекул. Число Авогадро стверджує, що в обсязі 1 моля газу міститься 6,02 х 1023 молекул.

Розрахунок обсягу газ для нормальних умов

Нормальні умови в хімії – це атмосферний тиск 760 мм рт. ст. і температура 0 про C. За цих параметрів експериментально встановлено, що маса одного літра кисню дорівнює 1,43 кг. Отже, обсяг одного моля кисню дорівнює 22,4 літра. При обчисленні обсягу будь-якого газу результати показували те саме значення. Так постійна Авогадро зробила ще один висновок щодо обсягів різних газоподібних речовин: за нормальних умов одна моль будь-якого газоподібного елемента займає 22,4 літри. Ця стала величина отримала назву мольного обсягу газу.

Атомна одиниця маси. Число Авогадро

Речовина складається із молекул. Під молекулою ми будемо розуміти найменшу частину цієї речовини, що зберігає хімічні властивості цієї речовини.

Читач: А в яких одиницях вимірюється маса молекул?

Автор: Масу молекули можна вимірювати в будь-яких одиницях маси, наприклад, у тоннах, але оскільки маси молекул дуже малі: ~10 –23 г, то для зручностізапровадили спеціальну одиницю – атомну одиницю маси(А.е.м.).

Атомною одиницею масиназивається величина, що дорівнює -ї маси атома вуглецю 6 С 12 .

Запис 6 12 означає: атом вуглецю, що має масу 12 а.е.м. та заряд ядра – 6 елементарних зарядів. Аналогічно, 92 U 235 - атом урану масою 235 а. і зарядом ядра 92 елементарних заряду, 8 Про 16 - атом кисню масою 16 а.е.м та зарядом ядра 8 елементарних зарядів і т.д.

Читач: Чому в якості атомної одиниці маси взяли саме (а не або ) частина маси атома і саме вуглецю, а чи не кисню чи плутонію?

Експериментально встановлено, що 1 г 6,02×10 23 а.е.м.

Число, що показує, у скільки разів маса 1 г більша за 1 а.е.м, називається числом Авогадро: N A = 6,02 10 23 .

Звідси

NА × (1 а.е.м) = 1 р. (5.1)

Нехтуючи масою електронів і відмінністю в масах протона і нейтрону, можна сказати, що число Авогадро приблизно показує, скільки треба взяти протонів (або, що майже те саме, атомів водню), щоб утворилася маса в 1 г (рис. 5.1).

Міль

Маса молекули, виражена в атомних одиницях маси, називається відносною молекулярною масою .

Позначається М r(r– від relative – відносний), наприклад:

12 а.е.м, = 235 а.е.м.

Порція речовини, яка містить стільки ж грамів даної речовини, скільки атомних одиниць маси містить молекула даної речовини, називається молимо(1 моль).

Наприклад: 1) відносна молекулярна маса водню Н 2: отже, 1 моль водню має масу 2 г;

2) відносна молекулярна маса вуглекислого газу 2:

12 а.о.м. + 2×16 а.о.м. = 44 а.о.м.

отже, 1 моль 2 має масу 44 р.

Твердження.Один моль будь-якої речовини містить те саме число молекул: NА = 6,02 10 23 шт.

Доказ. Нехай відносна молекулярна маса речовини М r(а.е.м.) = М r× (1 а.е.м.). Тоді згідно з визначенням 1 моль даної речовини має масу М r(г) = М r×(1 г). Нехай N- Число молекул в одному молі, тоді

N×(маса однієї молекули) = (маса одного моля),

Міль – основна одиниця виміру в СІ.

Зауваження. Моль можна визначити інакше: 1 моль – це NА = = 6,02×10 23 молекул цієї речовини. Тоді легко зрозуміти, що маса 1 моля дорівнює М r(г). Дійсно, одна молекула має масу М r(А.е.м.), тобто.

(Маса однієї молекули) = М r× (1 а.е.м.),

(Маса одного моля) = NА × (маса однієї молекули) =

= NА × М r× (1 а.е.м.) = .

Маса 1 молячи називається молярною масоюцієї речовини.

Читач: Якщо взяти масу тдеякої речовини, молярна маса якої дорівнює m, скільки це буде молей?

Запам'ятаємо:

Читач: А в яких одиницях у системі СІ слід вимірювати m?

, [m] = кг/моль.

Наприклад, молярна маса водню

Кількість речовиниν дорівнює відношенню числа молекул в даному тілі до атомів в 0,012 кг вуглецю, тобто кількості молекул в 1 моле речовини.
ν = N / N A
де N – кількість молекул у цьому тілі, N A – кількість молекул у 1 молі речовини, з якої складається тіло. N A – це постійна Авогадро. Кількість речовини вимірюється у молях. Постійна Авогадро- Це кількість молекул або атомів в 1 моле речовини. Ця постійна отримала свою назву на честь італійського хіміка та фізика Амедео Авогадро(1776 – 1856). У 1 молі будь-якої речовини міститься однакова кількість частинок.
N A = 6,02 * 10 23 моль -1 Молярна маса- Це маса речовини, взятої в кількості одного моля:
μ = m 0 * N A
де m 0 - Маса молекули. Молярна маса виявляється у кілограмах на моль (кг/моль = кг*моль -1). Молярна маса пов'язана з відносною молекулярною масою співвідношенням:

μ = 10 -3 * M r [кг * моль -1]
Маса будь-якої кількості речовини m дорівнює добутку маси однієї молекули m 0 на кількість молекул:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Кількість речовини дорівнює відношенню маси речовини до його молярної маси:

ν = m/μ
Масу однієї молекули речовини можна знайти, якщо відомі молярна маса та постійна Авогадро:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A

Ідеальний газ- математична модель газу, в якій передбачається, що потенційної енергії взаємодії молекул можна знехтувати в порівнянні з їх кінетичною енергією. Між молекулами не діють сили тяжіння або відштовхування, зіткнення частинок між собою і зі стінками судини абсолютно пружні, а час взаємодії між молекулами дуже мало в порівнянні з середнім часом між зіткненнями. У розширеній моделі ідеального газу частинки, з якого він складається, мають також форму у вигляді пружних сфер або еліпсоїдів, що дозволяє враховувати енергію не тільки поступального, а й обертально-коливального руху, а також не тільки центральні, а й нецентральні зіткнення частинок та ін. .