Avangarda likums ķīmijā. Kur tiek izmantots Avogadro numurs? Moth. Molārā masa. Molārais tilpums

Avogadro likumu 1811. gadā formulēja itāļu ķīmiķis Amadeo Avogadro, un tam bija liela nozīme tā laika ķīmijas attīstībā. Tomēr arī mūsdienās tas nav zaudējis savu aktualitāti un nozīmi. Mēģināsim formulēt Avogadro likumu, tas skanēs apmēram tā.

Avogadro likuma formulēšana

Tātad Avogadro likums nosaka, ka vienādās temperatūrās un spiedienā vienādos daudzumos gāzu būs vienāds skaits molekulu neatkarīgi no to ķīmiskās dabas un fizikālajām īpašībām. Šis skaitlis ir noteikta fizikālā konstante, kas vienāda ar molekulu, jonu skaitu, kas atrodas vienā molā.

Sākotnēji Avogadro likums bija tikai zinātnieka hipotēze, bet vēlāk šo hipotēzi apstiprināja liels skaits eksperimentu, pēc kuriem tas ienāca zinātnē ar nosaukumu "Avogadro likums", kam bija lemts kļūt par ideālo gāzu pamatlikumu.

Avogadro likuma formula

Pats likuma atklājējs uzskatīja, ka fiziskā konstante ir liels daudzums, bet nezināja, kurš. Jau pēc viņa nāves daudzu eksperimentu gaitā tika noteikts precīzs atomu skaits, kas atrodas 12 g oglekļa (proti, 12 g ir oglekļa atomu masas vienība) vai gāzes molārajā tilpumā, kas vienāds ar 22,41 litriem. Šo konstanti, par godu zinātniekam, sauca par "Avogadro skaitli", to apzīmē ar NA, retāk L un tas ir vienāds ar 6,022 * 1023. Citiem vārdiem sakot, jebkuras gāzes molekulu skaits 22,41 litra tilpumā būs vienāds gan vieglajām, gan smagajām gāzēm.

Avogadro likuma matemātisko formulu var uzrakstīt šādi:

kur V ir gāzes tilpums; n ir vielas daudzums, kas ir vielas masas attiecība pret tās molāro masu; VM ir proporcionalitātes vai molārā tilpuma konstante.

Avogadro likuma piemērošana

Avogadro likuma turpmākā praktiskā pielietošana ļoti palīdzēja ķīmiķiem noteikt daudzu savienojumu ķīmiskās formulas.

Kurmja un Avogadro numurs, video

Un visbeidzot izglītojošs video par mūsu raksta tēmu.

Avogadro likumam, kas tika atklāts 1811. gadā, bija liela nozīme ķīmijas attīstībā. Pirmkārt, viņš veicināja atomu-molekulārās doktrīnas atzīšanu, kas pirmo reizi formulēta 18. gadsimta vidū. M.V. Lomonosovs. Tā, piemēram, izmantojot Avogadro numuru:

izrādījās iespējams aprēķināt ne tikai atomu un molekulu absolūtās masas, bet arī šo daļiņu faktiskos lineāros izmērus. Saskaņā ar Avogadro likumu:

"Vienādi dažādu gāzu tilpumi nemainīgā spiedienā un temperatūrā satur tādu pašu molekulu skaitu, kas vienāds ar"

No Avogadro likuma par gāzu molāro tilpumu un blīvumu izriet vairākas svarīgas sekas. Tātad no Avogadro likuma tieši izriet, ka vienāds dažādu gāzu molekulu skaits aizņems tādu pašu tilpumu, kas vienāds ar 22,4 litriem. Šo gāzu tilpumu sauc par molāro tilpumu. Ir arī otrādi - dažādu gāzu molārais tilpums ir vienāds un vienāds ar 22,4 litriem:

Patiešām, tā kā 1 mols jebkuras vielas satur tādu pašu molekulu skaitu, kas ir vienāds ar, ir acīmredzams, ka to tilpumi gāzveida stāvoklī tādos pašos apstākļos būs vienādi. Tādējādi normālos apstākļos (n.o.), t.i. pie spiediena un temperatūru, dažādu gāzu molārais tilpums būs . Vielas daudzumu, tilpumu un gāzu molāro tilpumu vispārīgā gadījumā var saistīt viens ar otru ar formas attiecību:

no kurienes attiecīgi:

Vispārīgā gadījumā izšķir normālos apstākļus (n.s.):

standarta nosacījumi ietver:

Lai pārvērstu Celsija temperatūru Kelvina temperatūrā, izmantojiet šādu attiecību:

Pašas gāzes masu var aprēķināt pēc tās blīvuma vērtības, t.i.

Tā kā, kā parādīts iepriekš:

tad acīmredzot:

no kurienes attiecīgi:

No iepriekšminētajām formas attiecībām:

pēc aizstāšanas izteiksmē:

no tā arī izriet, ka:

no kurienes attiecīgi:

un tādējādi mums ir:

Tā kā normālos apstākļos 1 mols jebkura aizņem tilpumu, kas vienāds ar:

tad attiecīgi:

Šādā veidā iegūtā attiecība ir diezgan svarīga, lai izprastu Avogadro likuma 2. sekas, kas savukārt ir tieši saistītas ar tādu jēdzienu kā gāzu relatīvais blīvums. Vispārīgā gadījumā gāzu relatīvais blīvums ir vērtība, kas parāda, cik reižu viena gāze ir smagāka vai vieglāka par otru, t.i. cik reizes vienas gāzes blīvums ir lielāks vai mazāks par citas gāzes blīvumu, t.i. mums ir attiecības šādā formā:

Tātad pirmajai gāzei mums ir:

attiecīgi otrajai gāzei:

tad acīmredzot:

un tādā veidā:

Citiem vārdiem sakot, gāzes relatīvais blīvums ir pētāmās gāzes molekulmasas attiecība pret tās gāzes molekulmasu, ar kuru tiek veikts salīdzinājums. Gāzes relatīvais blīvums ir bezizmēra lielums. Tādējādi, lai aprēķinātu vienas gāzes relatīvo blīvumu no citas, pietiek zināt šo gāzu molekulāro relatīvo molekulmasu. Lai būtu skaidrs, ar kādu gāzi tiek veikts salīdzinājums, tiek likts indekss. Piemēram, tas nozīmē, ka tiek salīdzināts ar ūdeņradi un tad runā par gāzes blīvumu attiecībā pret ūdeņradi, jau nelietojot vārdu “relatīvais”, pieņemot to it kā pēc noklusējuma. Līdzīgi tiek veikti mērījumi, par atskaites gāzi izmantojot gaisu. Šajā gadījumā ir norādīts, ka testa gāzi salīdzina ar gaisu. Šajā gadījumā tiek pieņemts, ka gaisa vidējā molekulmasa ir 29, un, tā kā relatīvā molekulmasa un molārā masa ir skaitliski vienādas, tad:

Blakus iekavās tiek ievietota pētāmās gāzes ķīmiskā formula, piemēram:

un tiek lasīts kā - hlora blīvums ar ūdeņradi. Zinot vienas gāzes relatīvo blīvumu attiecībā pret otru, var aprēķināt gan gāzes molekulāro masu, gan molāro masu, pat ja vielas formula nav zināma. Visas iepriekš minētās attiecības attiecas uz tā sauktajiem normālajiem apstākļiem.

Stāsts

Pirmie kvantitatīvie gāzu reakciju pētījumi pieder franču zinātniekam Gay-Lussac. Viņš ir gāzu termiskās izplešanās likumu un tilpuma attiecību likuma autors. Šos likumus 1811. gadā izskaidroja itāļu fiziķis Amedeo Avogadro.

Likuma sekas

Pirmās sekas no Avogadro likuma: viens mols jebkuras gāzes tādos pašos apstākļos aizņem tādu pašu tilpumu.

Jo īpaši normālos apstākļos, t.i., 0 °C (273K) un 101,3 kPa, 1 mola gāzes tilpums ir 22,4 litri. Šo tilpumu sauc par gāzes molāro tilpumu V m . Varat pārrēķināt šo vērtību citām temperatūrām un spiedieniem, izmantojot Mendeļejeva-Klapeirona vienādojumu:

Otrās sekas no Avogadro likuma: pirmās gāzes molārā masa ir vienāda ar otrās gāzes molārās masas un pirmās gāzes relatīvā blīvuma reizinājumu saskaņā ar otro.

Šai pozīcijai bija liela nozīme ķīmijas attīstībā, jo tā ļauj noteikt to ķermeņu daļējo svaru, kas spēj pāriet gāzveida vai tvaiku stāvoklī. Ja cauri m mēs apzīmējam ķermeņa daļējo svaru, un caur d ir tā īpatnējais svars tvaika stāvoklī, tad attiecība m / d jābūt nemainīgam visiem ķermeņiem. Pieredze rāda, ka visiem pētītajiem ķermeņiem, pārejot tvaikā bez sadalīšanās, šī konstante ir vienāda ar 28,9, ja, nosakot daļējo svaru, mēs izejam no gaisa īpatnējā smaguma, ņemot par vienību, bet šī konstante būs vienāds ar 2, ja mēs ņemam īpatnējo svaru kā ūdeņraža vienību. Apzīmē šo konstanti vai, kas ir tas pats, daļējo tilpumu, kas ir kopīgs visiem tvaikiem un gāzēm Ar, no otras puses, mums ir no formulas m = līdzstrāva. Tā kā tvaika īpatnējais svars ir viegli nosakāms, vērtību aizstājot d formulā tiek parādīts arī nezināmais dotā ķermeņa daļējais svars.

Piemēram, viena polibutilēna elementu analīze liecina, ka oglekļa un ūdeņraža proporcija tajā ir 1 pret 2, un tāpēc tā daļējo svaru var izteikt ar formulu CH 2 vai C 2 H 4, C 4 H 8 un vispār (CH2) n. Šī ogļūdeņraža daļējais svars tiek nekavējoties noteikts, ievērojot Avogadro likumu, jo mēs zinām tā īpatnējo svaru, t.i., tā tvaiku blīvumu; to noteica Butlerovs un izrādījās 5,85 (attiecībā pret gaisu); i., tā daļējais svars būs 5,85 28,9 = 169,06. Formula C 11 H 22 atbilst daļējam svaram 154, formula C 12 H 24 - 168 un C 13 H 26 - 182. Formula C 12 H 24 cieši atbilst novērotajai vērtībai, un tāpēc tai ir jāizsaka mūsu ogļūdeņraža daļiņa CH 2 .

Piezīmes

Saites

• // Brokhausa un Efrona enciklopēdiskā vārdnīca: 86 sējumos (82 sējumi un 4 papildu sējumi). - Sanktpēterburga. , 1890-1907.

Wikimedia fonds. 2010 .

Skatiet, kas ir "Avogadro likums" citās vārdnīcās:

AVOGADRO LIKUMS- vienādos daudzumos jebkuru ideālu gāzu vienādos apstākļos (temperatūra, spiediens) ir vienāds skaits daļiņu (molekulu, atomu). Līdzvērtīgs sastāvs: vienā spiedienā un temperatūrā vienādi daudzumi dažādu vielu ... ... Lielā Politehniskā enciklopēdija

Avogadro likums- - likums, saskaņā ar kuru vienādos tilpumos ideālu gāzu vienā un tajā pašā temperatūrā un spiedienā ir vienāds skaits molekulu. Analītiskās ķīmijas vārdnīca... Ķīmiskie termini

Avogadro likums- Avogadro dėsnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) Grafiskais formāts atitikmenys: engl. Avogadro hipotēze; Avogadro likums; Avogadro princips vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiskinamasis metrologijos terminų žodynas

Avogadro likums- Avogadro dėsnis statusas T joma fizika atitikmenys: engl. Avogadro hipotēze; Avogadro likums vok. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, m rus. Avogadro likums, m pranc. hipotēze d'Avogadro, f; loi d'Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas

Avogadro likums- Avogadro dėsnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) MS Word formāts atitikmenys: engl. Avogadro likums vok. Avogadrosches Gesetz, n rus. Avogadro likums, m pranc. Loi d'Avogadro, f... Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas

Skatiet sadaļu Ķīmija un gāzes. Z. matērijas mūžība vai vielas masas saglabāšanās, skatīt Substance, Lavoisier, Chemistry. Z. Henrijs Daltons, skatiet risinājumus. Z. Gibs Le Chatelier, sk. Ķīmisko reakciju atgriezeniskums. Z. (siltuma jaudas) no Dulong un Petit, skatiet Siltums un ķīmija. Z.…… Enciklopēdiskā vārdnīca F.A. Brokhauss un I.A. Efrons

Nepieciešamas, būtiskas, stabilas, atkārtotas attiecības starp parādībām. 3. izsaka saistību starp objektiem, dotā objekta veidojošajiem elementiem, starp lietu īpašībām, kā arī starp īpašībām lietas iekšienē. Ir 3…… Filozofiskā enciklopēdija

AVOGADRO LIKUMS- (Avogadro), pamatojoties uz itāļu fiziķa Avogadro 1811. gadā izteikto hipotēzi, kurā teikts, ka "vienādos t ° un spiediena apstākļos vienādos daudzumos visu gāzu ir vienāds skaits molekulu". No šīs hipotēzes... Lielā medicīnas enciklopēdija

- (Avogadro) Amedeo, grāfs di Kvaregna (1776-1856), itāļu fiziķis un ķīmiķis. 1811. gadā viņš izvirzīja hipotēzi (tagad pazīstama kā Avogadro likums), ka vienādos daudzumos gāzu vienā spiedienā un vienā temperatūrā ir vienāds skaits ... ... Zinātniskā un tehniskā enciklopēdiskā vārdnīca

- (Avogadro) Amedeo (1776-1856), itāļu fiziķis un ķīmiķis. Vielas uzbūves molekulārās teorijas pamatlicējs (1811). Viņš noteica vienu no gāzes likumiem (1811; Avogadro likums), saskaņā ar kuru ideālo gāzu vienādos tilpumos ar vienādām ... ... Mūsdienu enciklopēdija

Gāzu īpašību izpēte ļāva itāļu fiziķim A. Avogadro 1811. gadā. izvirzīt hipotēzi, kas vēlāk tika apstiprināta ar eksperimentāliem datiem un kļuva pazīstama kā Avogadro likums: vienādos daudzumos dažādu gāzu vienādos apstākļos (temperatūra un spiediens) ir vienāds skaits molekulu.

No Avogadro likuma izriet svarīgas sekas: mols jebkuras gāzes normālos apstākļos (0C (273 K) un 101,3 kPa spiediens ) aizņem tilpumu, kas vienāds ar 22,4 litriem. Šajā tilpumā ir 6,02 10 23 gāzes molekulas (Avogadro skaitlis).

No Avogadro likuma izriet arī tas, ka dažādu gāzu vienāda tilpuma masas vienā temperatūrā un spiedienā ir saistītas viena ar otru kā šo gāzu molārās masas:

kur m 1 un m 2 ir masas,

M 1 un M 2 ir pirmās un otrās gāzes molekulmasa.

Tā kā vielas masu nosaka pēc formulas

kur ρ ir gāzes blīvums,

V ir gāzes tilpums,

tad dažādu gāzu blīvumi vienādos apstākļos ir proporcionāli to molārām. Uz šīm Avogadro likuma sekām ir balstīta vienkāršākā metode vielu molārās masas noteikšanai gāzveida stāvoklī.

.

No šī vienādojuma jūs varat noteikt gāzes molāro masu:

.

2.4 Tilpuma attiecību likums

Pirmie kvantitatīvie gāzu reakciju pētījumi pieder franču zinātniekam Gay-Lussac, plaši pazīstamā gāzu termiskās izplešanās likuma autoram. Mērot gāzu tilpumus, kas ir iestājušās reakcijā un veidojušās reakciju rezultātā, Gay-Lussac nonāca pie vispārinājuma, kas pazīstams kā vienkāršu tilpuma attiecību likums: reaģējošo gāzu tilpumi ir saistīti viens ar otru un gāzu tilpumi. gāzveida reakcijas produkti, kas veidojas kā mazi veseli skaitļi, kas vienādi ar to stehiometriskajiem koeficientiem .

Piemēram, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O mijiedarbojoties diviem tilpumiem ūdeņraža un vienam tilpumam skābekļa, veidojas divi tilpumi ūdens tvaiku. Likums ir spēkā, ja tilpumu mērījumus veic pie tāda paša spiediena un vienādas temperatūras.

2.5. Ekvivalentu likums

Jēdzienu "ekvivalents" un "ekvivalentu molārā masa" ieviešana ķīmijā ļāva formulēt likumu, ko sauc par ekvivalentu likumu: vielu masas (tilpumi), kas reaģē savā starpā, ir proporcionālas to ekvivalentu molārajai masai (tilpumiem) .

Mums vajadzētu pakavēties pie gāzes molekvivalentu tilpuma jēdziena. Kā izriet no Avogadro likuma, jebkuras gāzes mols normālos apstākļos aizņem tilpumu, kas vienāds ar 22,4 l. Attiecīgi, lai aprēķinātu gāzes molekvivalentu tilpumu, ir jāzina molu ekvivalentu skaits vienā molā. Tā kā viens mols ūdeņraža satur 2 molus ūdeņraža ekvivalentu, tad normālos apstākļos 1 mols ūdeņraža ekvivalentu aizņem tilpumu:

3 Tipisku problēmu risināšana

3,1 mol. Molārā masa. Molārais tilpums

1. uzdevums. Cik molu dzelzs (II) sulfīda ir 8,8 g FeS?

Lēmums Nosaka dzelzs (II) sulfīda molāro masu (M).

M(FeS) = 56 +32 = 8,8 g/mol

Aprēķināsim, cik molu ir 8,8 g FeS:

n = 8,8 ∕ 88 = 0,1 mol.

2. uzdevums. Cik molekulu ir 54 g ūdens? Kāda ir vienas ūdens molekulas masa?

Lēmums Nosakiet ūdens molāro masu.

M (H2O) = 18 g/mol.

Tāpēc 54 g ūdens satur 54/18 = 3 mol H 2 O. Viens mols jebkuras vielas satur 6,02  10 23 molekulas. Tad 3 moli (54g H 2 O) satur 6,02  10 23  3 = 18,06  10 23 molekulas.

Noteiksim vienas ūdens molekulas masu:

m H2O \u003d 18 ∕ (6,02 10 23) \u003d 2,99 10 23 g.

3. uzdevums. Cik molu un molekulu ir 1 m 3 jebkuras gāzes normālos apstākļos?

Lēmums 1 mols jebkuras gāzes normālos apstākļos aizņem 22,4 litrus. Tāpēc 1 m 3 (1000 l) saturēs 44,6 molus gāzes:

n \u003d 1000 / 22,4 \u003d 44,6 mol.

1 mols jebkuras gāzes satur 6,02  10 23 molekulas. No tā izriet, ka 1 m 3 jebkuras gāzes normālos apstākļos satur

6,02  10 23  44,6 \u003d 2,68  10 25 molekulas.

4. uzdevums. Izsakiet lūgšanās:

a) 6,02  10 22 C 2 H 2 molekulas;

b) 1,80  10 24 slāpekļa atomi;

c) 3,01  10 23 NH 3 molekulas.

Kāda ir šo vielu molārā masa?

Lēmums Mols ir vielas daudzums, kas satur jebkura veida daļiņu skaitu, kas vienāds ar Avogadro konstanti. No šejienes

a) n C2H2 \u003d 6,02 10 22 / 6,02 10 23 \u003d 0,1 mol;

b) n N = 1,8 10 24 / 6,02 10 23 \u003d 3 mol;

c) n NH3 \u003d 3,01 10 23 / 6,02 10 23 \u003d 0,5 mol.

Vielas molārā masa gramos ir skaitliski vienāda ar tās relatīvo molekulāro (atomu) masu.

Tāpēc šo vielu molārās masas ir vienādas:

a) M (C2H2) = 26 g/mol;

b) М(N) = 14 g/mol;

c) M (NH 3) \u003d 17 g / mol.

5. uzdevums. Nosaka gāzes molāro masu, ja normālos apstākļos 0,824 g tās aizņem 0,260 litrus.

Lēmums Normālos apstākļos 1 mols jebkuras gāzes aizņem 22,4 litrus. Aprēķinot 22,4 litru dotās gāzes masu, mēs uzzinām tās molmasu.

0,824 g gāzes aizņem 0,260 litru tilpumu

X g gāzes aizņem 22,4 litrus

X \u003d 22,4 0,824 ∕ 0,260 \u003d 71 g.

Tāpēc gāzes molārā masa ir 71 g/mol.

3.2 Līdzvērtīgs. Ekvivalences koeficients. Molmasas ekvivalenti

1. uzdevums. Aprēķiniet H 3 PO 4 ekvivalentu ekvivalentu, ekvivalences koeficientu un molāro masu apmaiņas reakcijās, kas veido skābos un normālos sāļus.

Lēmums Pierakstīsim reakcijas vienādojumus fosforskābes mijiedarbībai ar sārmu:

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O; (viens)

H3PO4 + 2NaOH \u003d Na2HPO4 + 2H2O; (2)

H 3 PO 4 + 3 NaOH \u003d Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)

Tā kā fosforskābe ir trīsbāziska skābe, tā veido divus skābes sāļus (NaH 2 PO 4 - nātrija dihidrogēnfosfāts un Na 2 HPO 4 - nātrija hidrogēnfosfāts) un vienu vidējo sāli (Na 3 PO 4 - nātrija fosfātu).

Reakcijā (1) fosforskābe apmaina vienu ūdeņraža atomu pret metālu, t.i. uzvedas kā vienbāziska skābe, tāpēc f e (H 3 PO 4) reakcijā (1) ir 1; E (H 3 RO 4) \u003d H 3 RO 4; M e (H 3 RO 4) \u003d 1 M (H 3 RO 4) \u003d 98 g / mol.

Reakcijā (2) fosforskābe apmaina divus ūdeņraža atomus pret metālu, t.i. uzvedas kā divbāziska skābe, tāpēc f e (H 3 PO 4) reakcijā (2) ir 1/2; E (H 3 RO 4) \u003d 1/2H 3 RO 4; M e (H 3 RO 4) \u003d 1/2 M (H 3 RO 4) \u003d 49 g / mol.

Reakcijā (3) fosforskābe uzvedas kā trīsbāziska skābe, tāpēc f e (H 3 PO 4) šajā reakcijā ir 1/3; E (H 3 RO 4) \u003d 1/3 H 3 RO 4; M e (H 3 RO 4) \u003d 1/3 M (H 3 RO 4) \u003d 32,67 g / mol.

2. uzdevums. Kālija hidroksīda pārpalikums iedarbojās uz: a) kālija dihidrogēnfosfāta šķīdumiem; b) dihidroksovismuta (III) nitrāts. Uzrakstiet vienādojumus šo vielu reakcijām ar KOH un nosakiet to ekvivalentus, ekvivalences koeficientus un molmasas ekvivalentus.

Lēmums Mēs pierakstām notiekošo reakciju vienādojumus:

KN 2 RO 4 + 2 KOH \u003d K 3 RO 4 + 2 H 2 O;

Bi (OH) 2 NO 3 + KOH \u003d Bi (OH) 3 + KNO 3.

Ekvivalenta, ekvivalences koeficienta un ekvivalenta molmasas noteikšanai var izmantot dažādas pieejas.

Pirmais ir balstīts uz faktu, ka vielas reaģē līdzvērtīgos daudzumos.

Kālija dihidrogēnfosfāts reaģē ar diviem ekvivalentiem kālija hidroksīda, jo E (KOH) \u003d KOH. 1/2 KH 2 PO 4 mijiedarbojas ar vienu KOH ekvivalentu, tāpēc E (KH 2 PO 4) \u003d 1 / 2KH 2 PO 4; f e (KH 2 PO 4) = 1/2; Me (KH 2 PO 4) \u003d 1/2 M (KH 2 PO 4) \u003d 68 g / mol.

Dihidroksovismuta (III) nitrāts mijiedarbojas ar vienu kālija hidroksīda ekvivalentu, tāpēc E (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d Bi (OH) 2 NO 3; f e (Bi(OH)2NO3) = 1; M e (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d 1 M (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d 305 g / mol.

Otrā pieeja ir balstīta uz to, ka kompleksās vielas ekvivalences koeficients ir vienāds ar vienu, kas dalīts ar ekvivalences skaitli, t.i. izveidoto vai pārkārtoto obligāciju skaits.

Kālija dihidrogēnfosfāts, mijiedarbojoties ar KOH, apmaina divus ūdeņraža atomus pret metālu, tāpēc f e (KH 2 RO 4) \u003d 1/2; E (KN 2 RO 4) \u003d 1/2 KN 2 RO 4; M e (1/2 KH 2 RO 4) \u003d 1/2 M (KH 2 RO 4) \u003d 68 g / mol.

Dihidroksovismuta (III) nitrāts, reaģējot ar kālija hidroksīdu, apmaina vienu NO 3 - grupu, tāpēc (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d 1; E (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d Bi (OH) 2 NO 3; M e (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d 1 M e (Bi (OH) 2 NO 3) \u003d 305 g / mol.

3. uzdevums. Oksidējoties 16,74 g divvērtīga metāla, izveidojās 21,54 g oksīda. Aprēķiniet metāla un tā oksīda molmasas ekvivalentus. Kāda ir metāla molārā un atommasa?

Rrisinājums Saskaņā ar vielu masas saglabāšanas likumu metāla oksīda masa, kas veidojas metāla oksidēšanas laikā ar skābekli, ir vienāda ar metāla un skābekļa masu summu.

Tāpēc skābekļa masa, kas nepieciešama, lai 16,74 g metāla oksidēšanas laikā izveidotu 21,5 g oksīda, būs:

21,54 - 16,74 \u003d 4,8 g.

Saskaņā ar ekvivalentu likumu

m Me ∕ M e (Me) = mO 2 ∕ M e (O 2); 16,74 ∕ M e (Me) = 4,8 ∕ 8.

Tāpēc M e (Me) \u003d (16,74 8) ∕ 4,8 \u003d 28 g / mol.

Oksīda ekvivalenta molāro masu var aprēķināt kā metāla un skābekļa ekvivalenta molmasu summu:

Me (MeO) \u003d M e (Me) + M e (O 2) \u003d 28 + 8 + 36 g / mol.

Divvērtīgā metāla molārā masa ir:

M (Es) \u003d Es (Es) ∕ fe (Es) \u003d 28 ∕ 1 ∕ 2 \u003d 56 g / mol.

Metāla atommasa (Ar (Me)), kas izteikta amu, ir skaitliski vienāda ar molāro masu Ar (Me) = 56 amu.

Fizikālo lielumu, kas vienāds ar strukturālo elementu (kas ir molekulas, atomi utt.) skaitu uz vienu vielas molu, sauc par Avogadro skaitli. Tā šobrīd oficiāli pieņemtā vērtība ir NA = 6,02214084(18)×1023 mol −1, tā apstiprināta 2010. gadā. 2011. gadā tika publicēti jaunu pētījumu rezultāti, tie tiek uzskatīti par precīzākiem, taču šobrīd tie nav oficiāli apstiprināti.

Avogadro likumam ir liela nozīme ķīmijas attīstībā, viņš ļāva aprēķināt ķermeņu svaru, kas var mainīt stāvokli, kļūstot gāzveida vai tvaiku. Uz Avogadro likuma pamata sāka attīstīties atomu molekulārā teorija, kas izriet no gāzu kinētiskās teorijas.

Turklāt ar Avogadro likuma palīdzību ir izstrādāta metode izšķīdušo vielu molekulmasas iegūšanai. Lai to izdarītu, ideālo gāzu likumi tika paplašināti līdz atšķaidītiem šķīdumiem, pamatojoties uz domu, ka izšķīdinātā viela tiks sadalīta pa šķīdinātāja tilpumu, jo gāze tiek sadalīta traukā. Turklāt Avogadro likums ļāva noteikt vairāku ķīmisko elementu patiesās atomu masas.

Praktiska Avogadro numura izmantošana

Konstante tiek izmantota ķīmisko formulu aprēķināšanā un ķīmisko reakciju vienādojumu sastādīšanas procesā. Ar tā palīdzību nosaka gāzu relatīvās molekulmasas un molekulu skaitu jebkuras vielas vienā molā.

Izmantojot Avogadro skaitli, tiek aprēķināta universālā gāzes konstante, to iegūst, reizinot šo konstanti ar Bolcmana konstanti. Turklāt, reizinot Avogadro skaitli un elementāro elektrisko lādiņu, var iegūt Faradeja konstanti.

Izmantojot Avogadro likuma sekas

Likuma pirmās sekas saka: "Viens mols gāzes (jebkura) vienādos apstākļos aizņems vienu tilpumu." Tādējādi normālos apstākļos jebkuras gāzes viena mola tilpums ir 22,4 litri (šo vērtību sauc par gāzes molāro tilpumu), un, izmantojot Mendeļejeva-Klapeirona vienādojumu, jūs varat noteikt gāzes tilpumu jebkurā spiedienā un temperatūrā.

Likuma otrās sekas: "Pirmās gāzes molārā masa ir vienāda ar otrās gāzes molārās masas reizinājumu ar pirmās gāzes relatīvo blīvumu pret otro." Citiem vārdiem sakot, tādos pašos apstākļos, zinot divu gāzu blīvuma attiecību, var noteikt to molmasas.

Avogadro laikā viņa hipotēze bija teorētiski nepierādāma, taču tā ļāva viegli eksperimentāli noteikt gāzes molekulu sastāvu un noteikt to masu. Laika gaitā viņa eksperimentos tika izmantots teorētisks pamatojums, un tagad tiek izmantots Avogadro numurs