The Law of the Vanguard in Kemi. Var används Avogadro-numret? Fjäril. Molar massa. Molar volym
Avogadros lag formulerades av den italienske kemisten Amadeo Avogadro 1811 och hade stor betydelse för kemins utveckling vid den tiden. Men än idag har det inte förlorat sin relevans och betydelse. Låt oss försöka formulera Avogadros lag, det kommer att låta ungefär så här.
Formulering av Avogadros lag
Så, Avogadros lag säger att vid samma temperaturer och tryck kommer lika volymer gaser att innehålla samma antal molekyler, oavsett både deras kemiska natur och fysikaliska egenskaper. Detta antal är en viss fysisk konstant, lika med antalet molekyler, joner som finns i en mol.
Från början var Avogadros lag bara en vetenskapsmans hypotes, men senare bekräftades denna hypotes av ett stort antal experiment, varefter den kom in i vetenskapen under namnet "Avogadros lag", som var avsedd att bli grundlagen för idealgaser.
Avogadros lagformel
Upptäckaren av lagen trodde själv att den fysiska konstanten är en stor mängd, men han visste inte vilken. Redan efter hans död, under loppet av många experiment, fastställdes det exakta antalet atomer som fanns i 12 g kol (nämligen 12 g är atommassaenheten för kol) eller i den molära gasvolymen lika med 22,41 liter. Denna konstant, för att hedra forskaren, kallades "Avogadro-numret", det betecknas som NA, mindre ofta L och det är lika med 6,022 * 1023. Med andra ord kommer antalet molekyler av en gas i en volym av 22,41 liter att vara detsamma för både lätta och tunga gaser.
Den matematiska formeln för Avogadros lag kan skrivas på följande sätt:
Där V är volymen av gas; n är mängden av ett ämne, vilket är förhållandet mellan massan av ett ämne och dess molära massa; VM är en konstant för proportionalitet eller molar volym.
Tillämpning av Avogadros lag
Ytterligare praktisk tillämpning av Avogadros lag hjälpte kemister att bestämma de kemiska formlerna för många föreningar.
Mole och Avogadros nummer, video
Och slutligen en pedagogisk video om ämnet för vår artikel.
Avogadros lag, upptäckt 1811, spelade en stor roll i utvecklingen av kemi. Först och främst bidrog han till erkännandet av den atommolekylära läran, formulerad för första gången i mitten av 1700-talet. M.V. Lomonosov. Så, till exempel, med Avogadro-numret:
det visade sig vara möjligt att beräkna inte bara de absoluta massorna av atomer och molekyler, utan också de faktiska linjära dimensionerna av dessa partiklar. Enligt Avogadros lag:
"Lika volymer av olika gaser vid konstant tryck och temperatur innehåller samma antal molekyler, lika med"
Ett antal viktiga konsekvenser följer av Avogadros lag angående molvolymen och densiteten hos gaser. Så det följer direkt av Avogadros lag att samma antal molekyler av olika gaser kommer att uppta samma volym, lika med 22,4 liter. Denna volym av gaser kallas molar volym. Det omvända är också sant - molvolymen för olika gaser är densamma och lika med 22,4 liter:
Faktum är att eftersom 1 mol av något ämne innehåller samma antal molekyler, lika med , är det uppenbart att deras volymer i gasform under samma förhållanden kommer att vara desamma. Under normala förhållanden (n.o.), dvs. vid tryck 
och temperatur, kommer den molära volymen av olika gaser att vara 
. Mängden ämne, volym och molvolym av gaser kan relateras till varandra i det allmänna fallet genom en relation av formen:
varifrån respektive:
I det allmänna fallet särskiljs normala förhållanden (n.s.):
standardvillkor inkluderar:
För att omvandla en Celsius-temperatur till en Kelvin-temperatur, använd följande förhållande:
Själva gasens massa kan beräknas utifrån värdet av dess densitet, dvs.
För som visas ovan:
då så klart:
varifrån respektive:
Från ovanstående relationer i formuläret:
efter substitution i uttrycket:
det följer också att:
varifrån respektive:
och därmed har vi:
Eftersom under normala förhållanden upptar 1 mol av vilken som helst en volym som är lika med:
sedan respektive:
Förhållandet som erhålls på detta sätt är ganska viktigt för att förstå den andra konsekvensen av Avogadros lag, som i sin tur är direkt relaterad till ett sådant koncept som den relativa densiteten av gaser. I det allmänna fallet är den relativa densiteten av gaser ett värde som visar hur många gånger en gas är tyngre eller lättare än en annan, d.v.s. hur många gånger densiteten för en gas är större eller mindre än densiteten för en annan, dvs. vi har en relation av formen:
Så för den första gasen har vi:
för den andra gasen:
då så klart:
och sålunda:
Med andra ord är den relativa densiteten för en gas förhållandet mellan molekylvikten hos den gas som undersöks och molekylvikten hos den gas med vilken jämförelsen görs. Den relativa densiteten för en gas är en dimensionslös storhet. För att beräkna den relativa densiteten för en gas från en annan är det således tillräckligt att känna till de relativa molekylvikterna för dessa gaser. För att tydliggöra med vilken gas jämförelsen görs sätts ett index. Till exempel betyder det att jämförelsen görs med väte och sedan pratar de om gasens densitet med avseende på väte, utan att redan använda ordet "relativ", och tar det som standard. På liknande sätt utförs mätningar med luft som referensgas. I detta fall indikeras att jämförelsen av testgasen utförs med luft. I det här fallet antas luftens medelmolekylvikt vara 29, och eftersom den relativa molekylvikten och molmassan är numeriskt lika, då:
Den kemiska formeln för gasen som studeras är placerad bredvid den inom parentes, till exempel:
och läses som - densiteten av klor med väte. Genom att känna till den relativa densiteten hos en gas i förhållande till en annan kan man beräkna gasens molekylära såväl som molära massa, även om ämnets formel är okänd. Alla ovanstående relationer hänvisar till de så kallade normala förhållandena.
Berättelse
De första kvantitativa studierna av reaktioner mellan gaser tillhör den franske vetenskapsmannen Gay-Lussac. Han är författare till lagarna om termisk expansion av gaser och lagen om volymförhållanden. Dessa lagar förklarades 1811 av den italienske fysikern Amedeo Avogadro.
Konsekvenser av lagen
Första konsekvensen från Avogadros lag: en mol av vilken gas som helst under samma förhållanden upptar samma volym.
I synnerhet under normala förhållanden, dvs. vid 0 °C (273K) och 101,3 kPa, volymen av 1 mol gas är 22,4 liter. Denna volym kallas den molära volymen av gas V m . Du kan räkna om detta värde till andra temperaturer och tryck med Mendeleev-Clapeyrons ekvation:
.Andra konsekvensen från Avogadros lag: den första gasens molmassa är lika med produkten av den andra gasens molmassa och den första gasens relativa densitet enligt den andra gasen.
Denna position var av stor betydelse för utvecklingen av kemi, eftersom den gör det möjligt att bestämma partiella vikten av kroppar som kan övergå till ett gasformigt eller ångformigt tillstånd. Om genom m vi betecknar den partiella vikten av kroppen, och genom där dess specifika vikt i ångtillståndet, sedan förhållandet m / d bör vara konstant för alla kroppar. Erfarenheten har visat att för alla studerade kroppar, som går över i ånga utan sönderdelning, är denna konstant lika med 28,9, om vi, när vi bestämmer partialvikten, utgår från luftens specifika vikt, taget som en enhet, men denna konstant kommer att vara lika med 2, om vi tar den specifika vikten som en enhet väte. Betecknar denna konstant, eller, vad som är densamma, den delvolym som är gemensam för alla ångor och gaser genom Med, har vi från formeln å andra sidan m = dC. Eftersom den specifika vikten av ånga är lätt att bestämma, ersätter värdet d i formeln visas också den okända delvikten för den givna kroppen.
Elementaranalys, till exempel, av en av polybutenerna indikerar att andelsförhållandet mellan kol och väte i den är 1 till 2, och därför kan dess partiella vikt uttryckas med formeln CH 2 eller C 2 H 4, C 4 H 8 och i allmänhet (CH2)n. Delvikten av detta kolväte bestäms omedelbart, enligt Avogadros lag, eftersom vi känner till den specifika vikten, d.v.s. densiteten av dess ånga; det bestämdes av Butlerov och visade sig vara 5,85 (i förhållande till luft); d.v.s. dess partiella vikt kommer att vara 5,85 28,9 = 169,06. Formel C 11 H 22 motsvarar en delvikt av 154, formel C 12 H 24 - 168, och C 13 H 26 - 182. Formeln C 12 H 24 motsvarar nära det observerade värdet, och därför bör den uttrycka partikelstorleken av vårt kolväte CH 2 .
Anteckningar
Länkar
- // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron: I 86 volymer (82 volymer och 4 ytterligare). - St. Petersburg. 1890-1907.
Wikimedia Foundation. 2010 .
Se vad "Avogadros lag" är i andra ordböcker:
AVOGADROS LAG- lika volymer av alla ideala gaser under samma förhållanden (temperatur, tryck) innehåller samma antal partiklar (molekyler, atomer). Ekvivalent formulering: vid samma tryck och temperatur, samma mängder av ett ämne av olika ... ... Great Polytechnic Encyclopedia
Avogadros lag- - lagen enligt vilken lika volymer av idealgaser vid samma temperatur och tryck innehåller samma antal molekyler. Dictionary of Analytical Chemistry ... Kemiska termer
Avogadros lag- Avogadro dėsnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys: engl. Avogadros hypotes; Avogadros lag; Avogadros princip vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiskinamasis metrologijos terminų žodynas
Avogadros lag- Avogadro dėsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. Avogadros hypotes; Avogadros lag vok. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, m rus. Avogadros lag, m pranc. hypotes d'Avogadro, f; loi d'Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas
Avogadros lag- Avogadro dėsnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) MS Word formatas atitikmenys: engl. Avogadros lag vok. Avogadrosches Gesetz, n rus. Avogadros lag, m pranc. loi d'Avogadro, f ... Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas
Se Kemi och gaser. Z. materiens evighet eller bevarandet av materiens massa, se Substans, Lavoisier, Kemi. Z. Henry Dalton, se Lösningar. Z. Gibs Le Chatelier, se Reversibilitet av kemiska reaktioner. Z. (värmekapacitet) för Dulong och Petit, se Värme och kemi. Z.… … Encyclopedic Dictionary F.A. Brockhaus och I.A. Efron
Nödvändigt, väsentligt, stabilt, återkommande förhållande mellan fenomen. 3. uttrycker sambandet mellan objekt, de ingående elementen i ett givet objekt, mellan tingens egenskaper, liksom mellan egenskaperna inom en sak. Det finns 3....... Filosofisk uppslagsverk
AVOGADROLAG- (Avogadro), baserad på hypotesen som uttrycktes 1811 av den italienske fysikern Avogadro, som säger att "under samma förhållanden av t ° och tryck innehåller lika volymer av alla gaser samma antal molekyler." Från denna hypotes... Big Medical Encyclopedia
- (Avogadro) Amedeo, greve di Quaregna (1776-1856), italiensk fysiker och kemist. 1811 lade han fram en hypotes (nu känd som Avogadros lag) att lika volymer gaser vid samma tryck och samma temperatur innehåller samma antal ... ... Vetenskaplig och teknisk encyklopedisk ordbok
- (Avogadro) Amedeo (1776-1856), italiensk fysiker och kemist. Grundare av den molekylära teorin om materiens struktur (1811). Han upprättade en av gaslagarna (1811; Avogadros lag), enligt vilken i lika volymer idealgaser med samma ... ... Modern Encyclopedia
Studiet av gasernas egenskaper tillät den italienska fysikern A. Avogadro 1811. att göra en hypotes, som senare bekräftades av experimentella data, och blev känd som Avogadros lag: lika volymer av olika gaser under samma förhållanden (temperatur och tryck) innehåller samma antal molekyler.
En viktig konsekvens följer av Avogadros lag: en mol av vilken gas som helst under normala förhållanden (0C (273 K) och ett tryck på 101,3 kPa ) upptar en volym som motsvarar 22,4 liter. Denna volym innehåller 6,02 10 23 gasmolekyler (Avogadros nummer).
Det följer också av Avogadros lag att massorna av lika volymer av olika gaser vid samma temperatur och tryck är relaterade till varandra som molmassorna för dessa gaser:
där m 1 och m 2 är massor,
M1 och M2 är molekylvikterna för den första och andra gasen.
Eftersom massan av ett ämne bestäms av formeln
där ρ är gasdensiteten,
V är volymen av gas,
då är densiteterna för olika gaser under samma förhållanden proportionella mot deras molära massor. På denna konsekvens av Avogadros lag baseras den enklaste metoden för att bestämma molmassan av ämnen i gasformigt tillstånd.
.
Från denna ekvation kan du bestämma gasens molära massa:
.
2.4 Lagen för volymförhållanden
De första kvantitativa studierna av reaktioner mellan gaser tillhör den franske vetenskapsmannen Gay-Lussac, författaren till den välkända lagen om termisk expansion av gaser. Genom att mäta volymerna av gaser som har ingått i en reaktion och bildats som ett resultat av reaktioner, kom Gay-Lussac till en generalisering som kallas lagen om enkla volymetriska förhållanden: volymerna av reagerande gaser är relaterade till varandra och volymerna av gasformiga reaktionsprodukter bildade som små heltal lika med deras stökiometriska koefficienter .
Till exempel, 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O när två volymer väte och en volym syre interagerar, bildas två volymer vattenånga. Lagen gäller när mätningarna av volymer utförs vid samma tryck och samma temperatur.
2.5 Ekvivalentlagen
Införandet av begreppen "ekvivalent" och "molär massa av ekvivalenter" i kemin gjorde det möjligt att formulera en lag som kallas ekvivalentlagen: massorna (volymerna) av ämnen som reagerar med varandra är proportionella mot molmassorna (volymerna) av deras ekvivalenter .
Vi bör uppehålla oss vid begreppet volymen av molekvivalenter av gas. Som följer av Avogadros lag upptar en mol av vilken gas som helst under normala förhållanden en volym som är lika med 22,4 l. Följaktligen, för att beräkna volymen av molekvivalenter av en gas, är det nödvändigt att veta antalet molekvivalenter i en mol. Eftersom en mol väte innehåller 2 mol väteekvivalenter, upptar 1 mol väteekvivalenter en volym under normala förhållanden:
3 Lösa typiska problem
3,1 mol. Molar massa. Molar volym
Uppgift 1. Hur många mol järn(II)sulfid finns i 8,8 g FeS?
Beslut Bestäm molmassan (M) för järn(II)sulfid.
M(FeS) = 56 +32 = 8 8 g/mol
Låt oss beräkna hur många mol som finns i 8,8 g FeS:
n = 8,8 ∕ 88 = 0,1 mol.
Uppgift 2. Hur många molekyler finns det i 54 g vatten? Vad är massan av en vattenmolekyl?
Beslut Bestäm den molära massan av vatten.
M (H 2 O) \u003d 18 g / mol.
Därför innehåller 54 g vatten 54/18 = 3 mol H 2 O. En mol av vilket ämne som helst innehåller 6,02 10 23 molekyler. Då innehåller 3 mol (54g H 2 O) 6,02 10 23 3 = 18,06 10 23 molekyler.
Låt oss bestämma massan av en vattenmolekyl:
m H2O \u003d 18 ∕ (6,02 10 23) \u003d 2,99 10 23 g.
Uppgift 3. Hur många mol och molekyler finns i 1 m 3 av någon gas under normala förhållanden?
Beslut 1 mol av valfri gas under normala förhållanden upptar en volym på 22,4 liter. Därför kommer 1 m 3 (1000 l) att innehålla 44,6 mol gas:
n \u003d 1000 / 22,4 \u003d 44,6 mol.
1 mol av vilken gas som helst innehåller 6,02 10 23 molekyler. Av detta följer att 1 m 3 av eventuell gas under normala förhållanden innehåller
6,02 10 23 44,6 \u003d 2,68 10 25 molekyler.
Uppgift 4. Uttryck i böner:
a) 6,02 1022 C2H2-molekyler;
b) 1,80 10 24 kväveatomer;
c) 3,01 10 23 NH 3 molekyler.
Vad är molmassan för dessa ämnen?
Beslut En mol är mängden av ett ämne som innehåller antalet partiklar av något speciellt slag, lika med Avogadro-konstanten. Härifrån
a) n C2H2 \u003d 6,02 10 22 / 6,02 10 23 \u003d 0,1 mol;
b) n N \u003d 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.
Molmassan av ett ämne i gram är numeriskt lika med dess relativa molekylära (atomära) massa.
Därför är molmassorna för dessa ämnen lika:
a) M (C2H2) \u003d 26 g/mol;
b) M(N) = 14 g/mol;
c) M (NH 3) \u003d 17 g/mol.
Uppgift 5. Bestäm den molära massan av en gas om, under normala förhållanden, 0,824 g av den upptar en volym av 0,260 liter.
Beslut Under normala förhållanden upptar 1 mol av vilken gas som helst en volym på 22,4 liter. Genom att beräkna massan av 22,4 liter av en given gas får vi reda på dess molära massa.
0,824 g gas upptar en volym på 0,260 liter
X g gas upptar en volym på 22,4 liter
X \u003d 22,4 0,824 ∕ 0,260 \u003d 71 g.
Därför är gasens molära massa 71 g/mol.
3.2 Likvärdig. Ekvivalensfaktor. Molekvivalenter
Uppgift 1. Beräkna ekvivalenten, ekvivalensfaktorn och molmassan av ekvivalenterna av H 3 PO 4 i utbytesreaktioner som bildar sura och normala salter.
Beslut Låt oss skriva ner reaktionsekvationerna för interaktionen mellan fosforsyra och alkali:
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O; (ett)
H3PO4 + 2NaOH \u003d Na2HPO4 + 2H2O; (2)
H 3 PO 4 + 3 NaOH \u003d Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)
Eftersom fosforsyra är en tribasisk syra, bildar den två sura salter (NaH 2 PO 4 - natriumdivätefosfat och Na 2 HPO 4 - natriumvätefosfat) och ett mellansalt (Na 3 PO 4 - natriumfosfat).
I reaktion (1) byter fosforsyra en väteatom mot en metall, dvs. beter sig som en monobasisk syra, så f e (H 3 PO 4) i reaktion (1) är 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.
I reaktion (2) byter fosforsyra två väteatomer mot en metall, d.v.s. beter sig som en tvåbasisk syra, så f e (H 3 PO 4) i reaktion (2) är 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.
I reaktion (3) beter sig fosforsyra som en tribasisk syra, så f e (H 3 PO 4) i denna reaktion är 1/3; E (H 3 RO 4) \u003d 1/3H 3 RO 4; M e (H 3 RO 4) \u003d 1/3 M (H 3 RO 4) \u003d 32,67 g / mol.
Uppgift 2. Ett överskott av kaliumhydroxid verkade på lösningar av: a) kaliumdivätefosfat; b) dihydroxovismut (III) nitrat. Skriv ekvationerna för dessa ämnens reaktioner med KOH och bestäm deras ekvivalenter, ekvivalensfaktorer och molära massekvivalenter.
Beslut Vi skriver ner ekvationerna för de förekommande reaktionerna:
KN 2 RO 4 + 2KOH \u003d K 3 RO 4 + 2 H 2 O;
Bi (OH) 2 NO 3 + KOH \u003d Bi (OH) 3 + KNO 3.
Olika tillvägagångssätt kan användas för att bestämma ekvivalenten, ekvivalensfaktorn och molmassan för ekvivalenten.
Den första bygger på att ämnen reagerar i motsvarande mängder.
Kaliumdivätefosfat reagerar med två ekvivalenter kaliumhydroxid, eftersom E (KOH) \u003d KOH. 1/2 KH 2 PO 4 interagerar med en ekvivalent av KOH, därför E (KH 2 PO 4) \u003d 1 / 2KH 2 PO 4; fe (KH2PO4) = 1/2; Me (KH 2 PO 4) \u003d 1/2 M (KH 2 PO 4) \u003d 68 g / mol.
Dihydroxovismut (III) nitrat interagerar med en ekvivalent kaliumhydroxid, därför 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.
Det andra tillvägagångssättet bygger på att ekvivalensfaktorn för ett komplext ämne är lika med en dividerad med ekvivalenstalet, d.v.s. antalet bildade eller omarrangerade bindningar.
Kaliumdivätefosfat, när det interagerar med KOH, byter två väteatomer mot en metall, därför 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.
Dihydroxovismut (III) nitrat, när det reagerar med kaliumhydroxid, byter en NO 3 - grupp, därför, (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.
Uppgift 3. När 16,74 g tvåvärd metall oxiderades bildades 21,54 g oxid. Beräkna molmassaekvivalenterna för en metall och dess oxid. Vad är molmassan och atommassan för en metall?
Rlösning Enligt lagen om bevarande av ämnens massa är massan av metalloxiden som bildas under oxidationen av metallen med syre lika med summan av metallens och syremassorna.
Därför kommer den syremassa som krävs för att bilda 21,5 g oxid under oxidationen av 16,74 g metall att vara:
21.54 - 16.74 \u003d 4,8 g.
Enligt lagen om motsvarigheter
m Me ∕ Me (Me) = mO2 ∕ Me (02); 16,74 ∕ M e (Me) = 4,8 ∕ 8.
Därför M e (Me) \u003d (16,74 8) ∕ 4,8 \u003d 28 g / mol.
Den molära massan av oxidekvivalenten kan beräknas som summan av molmassorna för metallen och syreekvivalenten:
Me (MeO) \u003d M e (Me) + M e (O 2) \u003d 28 + 8 + 36 g / mol.
Molmassan för en tvåvärd metall är:
M (Mig) \u003d Me (Me) ∕ fe (Me) \u003d 28 ∕ 1 ∕ 2 \u003d 56 g / mol.
Atommassan för metallen (Ar (Me)), uttryckt i amu, är numeriskt lika med molmassan Ar (Me) = 56 amu.
En fysikalisk kvantitet lika med antalet strukturella element (som är molekyler, atomer etc.) per en mol av ett ämne kallas Avogadros tal. Dess för närvarande officiellt accepterade värde är NA = 6,02214084(18)×1023 mol −1, det godkändes 2010. 2011 publicerades resultaten av nya studier, de anses vara mer korrekta, men för närvarande är de inte officiellt godkända.
Avogadros lag är av stor betydelse i utvecklingen av kemi, han tillät att beräkna vikten av kroppar som kan ändra tillstånd, bli gasformiga eller ångformiga. Det var på grundval av Avogadros lag som den atom-molekylära teorin, som följer av den kinetiska teorin om gaser, började sin utveckling.
Dessutom, med hjälp av Avogadros lag, har en metod utvecklats för att få fram molekylvikten för lösta ämnen. För att göra detta utvidgades lagarna för idealgaser till utspädda lösningar, baserat på idén att det lösta ämnet kommer att fördelas över volymen av lösningsmedlet, eftersom en gas fördelas i ett kärl. Avogadros lag gjorde det också möjligt att bestämma de verkliga atommassorna för ett antal kemiska grundämnen.
Praktisk användning av Avogadros nummer
Konstanten används vid beräkning av kemiska formler och vid sammanställning av ekvationer för kemiska reaktioner. Med hjälp av den bestäms de relativa molekylmassorna för gaser och antalet molekyler i en mol av något ämne.
Genom Avogadro-talet beräknas den universella gaskonstanten, den erhålls genom att multiplicera denna konstant med Boltzmann-konstanten. Dessutom, genom att multiplicera Avogadro-talet och den elementära elektriska laddningen, kan man få Faraday-konstanten.
Använder konsekvenserna av Avogadros lag
Den första konsekvensen av lagen säger: "En mol gas (vilken som helst) under lika förhållanden kommer att uppta en volym." Således, under normala förhållanden, är volymen av en mol av vilken gas som helst 22,4 liter (detta värde kallas den molära gasvolymen), och med hjälp av Mendeleev-Clapeyron-ekvationen kan du bestämma gasvolymen vid alla tryck och temperaturer.
Den andra konsekvensen av lagen: "Den första gasens molära massa är lika med produkten av den andra gasens molära massa av den första gasens relativa densitet till den andra." Med andra ord, under samma förhållanden, genom att känna till förhållandet mellan densiteten hos två gaser, kan man bestämma deras molära massor.
Vid tiden för Avogadro var hans hypotes teoretiskt obevisbar, men den gjorde det enkelt att experimentellt fastställa gasmolekylernas sammansättning och bestämma deras massa. Med tiden fördes en teoretisk grund under hans experiment, och nu används Avogadros nummer