Avogadrov zákon

Zásada, že v roce 1811, formulované italský chemik Amedeo Avogadro (1776-1856), je následující: za stejných podmínek teploty a tlaku, stejné objemy plynů bude obsahovat stejné množství molekul, bez ohledu na jejich chemické povaze a fyzikální vlastnosti. Toto číslo je fyzická konstanta numericky rovnající se počtu molekul, atomů, elektronů iontů nebo jiných částic obsažených v jednom molu. Později se začala zvažovat hypotéza Avogadrova, potvrzená velkým množstvím experimentů ideální plyny jeden ze základních zákonů, který vstoupil do vědy pod jménem Avogadrova zákona, a jeho důsledky jsou založeny na tvrzení, že můra jakéhokoliv plynu v případě stejných podmínek bude obsazovat stejný objem nazývaný molární.

Vlastní Amedeo Avogadro Předpokládá se, že fyzikální konstanta je velmi velký rozsah, ale množina nezávislých metod, po smrti vědce, nechá experimentálně určit počet atomů obsažených v 12 g (je atomová jednotka oxidu hmoty), nebo v molárním objemu plynu (při T = 273,15 K a p = 101,32 kPa), což odpovídá 22,41 litru. Konstantní, obvykle označený jako Na nebo méně L. To je pojmenované po vědce - Avogadro konstanta, a rovná se to, přibližně, 6022 • 1023. Toto je počet molekul jakéhokoliv plynu v objemu 22,41 litru, to je stejný pro světlo plyny (vodík) a pro těžké plyny (oxid uhličitý). Avogadroův zákon může být matematicky vyjádřen: V / n = VM, kde:

• V je objem plynu;
• n je množství látky, což je poměr hmotnosti látky k její molární hmotnosti;
• VM - konstanta proporcionality nebo molárního objemu.

Amadeo Avogadro patřil šlechtické rodině, která žila v severní Itálii. Narodil se 8. září 1776 v Turíně. Jeho otec Filippo Avogadro byl zaměstnancem soudního oddělení. Příjmení v benátském středověkém dialektu znamenalo právníka nebo úředníka, který s lidmi spolupracoval. Podle tradice, která v té době existovala, byly dědictví pozic a povolání. Proto za 20 let obdržela Amadeo Avogadro titul, stává se doktorem jurisprudence (církevní). Fyzika a matematika, začal samostatně studovat za 25 let. Ve své vědecké práci studoval elektrické jevy a výzkum v oblasti elektrochemie. Nicméně, Avogadro vstoupil do dějin vědy, dělat velmi důležitý doplněk k atomistické teorii: on představil představu o nejmenší částice látky (molekula), které mohou existovat nezávisle. To bylo důležité pro vysvětlení jednoduchých volumetrických vztahů mezi plyny, které reagovaly, a Avogadroův zákon se stal velkým významem pro rozvoj vědy a široce používaný v praxi.

Ale nestalo se to okamžitě. Někteří chemici Avogadrovův zákon byl uznáván po celá desetiletí. Oponenti italského profesora fyziky byli tak dobře známé a uznávané vědecké úřady jako Berzelius, Dalton, Davy. Jejich mylné představy vedly k letům diskuse o chemickém vzorku molekuly vody, protože se věřilo, že by se nemělo zaznamenávat nikoliv H2O, ale HO nebo H2O2. Pouze zákon Avogadro pomohl vytvořit kompozici molekuly vody a další jednoduché a složité látky. Amadeo Avogadro že molekuly jednoduchých prvků se skládají ze dvou atomů: O2, H2, Cl2, N2. Z toho vyplývá, že reakce mezi vodíkem a chlorem, v důsledku čehož se vytvoří chlorovodík, může být zapsána jako: Cl2 + H2 → 2HCl. Když jedna molekula Cl2 interaguje s jednou molekulou H2, tvoří se dvě molekuly HCl. Objem, který bude obsahovat HCl, by měl být dvakrát větší než objem každé složky, která vstoupila do této reakce, tj. Měla by odpovídat jejich celkovému objemu. Teprve od roku 1860 se začal aktivně uplatňovat zákon Avogadro a jeho důsledky nám umožnily stanovit skutečné hodnoty atomové hmoty některé chemické prvky.

Jedním z hlavních závěrů na jeho základě byla rovnice popisující stav ideálního plynu: p • VM = R • T, kde:

• VM je molární objem;
• p je tlak plynu;
• T je absolutní teplota, K;
• R je univerzální plynová konstanta.

Kombinovaný plynový zákon je také důsledkem zákona Avogadrova. Na konstantní hmotnost materiálu vypadá (p • V) / T = n • R = konst, a jeho nahrávání forma: (P1 • V1) / T1 = (p2 • V2) / T2 umožňuje výpočty při průchodu plynu z jednoho státu (označené indexem 1) jiným (indexem 2).

Avogadrov zákon umožnil vyvodit druhý důležitý závěr, který otevřel cestu experimentálnímu určení molekulové hmotnosti látky, které se nerozkládají při přechodu do plynného stavu. M1 = M2 • D1, kde:

• M1 - molární hmotnost pro první plyn;
• M2 - molární hmotnost druhého plynu;
• D1 je relativní hustota prvního plynu, který je nastaven ve vodíku nebo ve vzduchu (vodík: D1 = M1 / ​​2, vzduch D1 = M1 / ​​29, kde 2 a 29 jsou molární hmotnosti vodíku a vzduchu).