Εισαγωγή 2
1. Νόμος του Avogadro 3
2. Νόμοι για τα αέρια 6
3. Συνέπειες του νόμου του Avogadro 7
4. Προβλήματα στον νόμο του Avogadro 8
Συμπέρασμα 11
Αναφορές 12
Εισαγωγή
Προβλέψτε τα αποτελέσματα του πειράματος, αισθανθείτε γενική αρχή, προβλέψτε ένα μοτίβο - αυτό σηματοδοτεί τη δημιουργικότητα πολλών επιστημόνων. Τις περισσότερες φορές, η πρόβλεψη επεκτείνεται μόνο στην περιοχή στην οποία ασχολείται ο ερευνητής και δεν έχουν όλοι την αποφασιστικότητα να κάνουν γενναία βήματα μπροστά στις προβλέψεις τους. Μερικές φορές το θάρρος μπορεί να δώσει την ικανότητα λογικής λογικής.
1.Νόμος του Avogadro
Το 1808, ο Gay-Lussac (μαζί με τον Γερμανό φυσιοδίφη Alexander Humboldt) διατύπωσε τον λεγόμενο νόμο των ογκομετρικών σχέσεων, σύμφωνα με τον οποίο η σχέση μεταξύ των όγκων των αερίων που αντιδρούν εκφράζεται σε απλούς ακέραιους αριθμούς. Για παράδειγμα, 2 όγκοι υδρογόνου συνδυάζονται με 1 όγκο υδρογόνου για να παράγουν 2 όγκους υδρατμούς. 1 όγκος χλωρίου ενώνεται με 1 όγκο υδρογόνου, δίνοντας 2 όγκους υδροχλωρίου κ.λπ. Αυτός ο νόμος έδωσε στους επιστήμονες ελάχιστα οφέλη εκείνη την εποχή, αφού δεν υπήρχε ομοφωνίαγια το από τι αποτελούνται τα σωματίδια των διαφορετικών αερίων. Δεν υπήρχε σαφής διάκριση μεταξύ εννοιών όπως άτομο, μόριο, σώμα.
Το 1811, ο Avogadro, έχοντας αναλύσει προσεκτικά τα αποτελέσματα των πειραμάτων του Gay-Lussac και άλλων επιστημόνων, κατέληξε στο συμπέρασμα ότι ο νόμος των ογκομετρικών σχέσεων μας επιτρέπει να κατανοήσουμε πώς «δομούνται» τα μόρια αερίου. «Η πρώτη υπόθεση», έγραψε, «η οποία προκύπτει σε σχέση με αυτό και που φαίνεται να είναι η μόνη αποδεκτή, είναι η υπόθεση ότι ο αριθμός των συστατικών μορίων οποιουδήποτε αερίου είναι πάντα ο ίδιος στον ίδιο όγκο...» Και "σύνθετα μόρια "(τώρα τα ονομάζουμε απλά μόρια), σύμφωνα με τον Avogadro, αποτελούνται από μικρότερα σωματίδια - άτομα.
Τρία χρόνια αργότερα, ο Avogadro διατύπωσε την υπόθεσή του ακόμη πιο ξεκάθαρα και τη διατύπωσε με τη μορφή νόμου που φέρει το όνομά του: «Ίσοι όγκοι αερίων ουσιών στην ίδια πίεση και θερμοκρασία περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων, έτσι ώστε η πυκνότητα διαφορετικών Τα αέρια χρησιμεύουν ως μέτρο της μάζας των μορίων τους…» Αυτή η προσθήκη ήταν πολύ σημαντική: σήμαινε ότι με τη μέτρηση της πυκνότητας διαφορετικών αερίων, ήταν δυνατό να προσδιοριστούν οι σχετικές μάζες των μορίων από τα οποία αποτελούνται αυτά τα αέρια. Πράγματι, αν 1 λίτρο υδρογόνου περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων με 1 λίτρο οξυγόνου, τότε η αναλογία των πυκνοτήτων αυτών των αερίων είναι ίση με την αναλογία των μαζών των μορίων. Ο Avogadro τόνισε ότι τα μόρια στα αέρια δεν χρειάζεται απαραίτητα να αποτελούνται από μεμονωμένα άτομα, αλλά μπορούν να περιέχουν πολλά άτομα - πανομοιότυπα ή διαφορετικά. (Ειλικρινά, πρέπει να πούμε ότι το 1814 ο διάσημος Γάλλος φυσικός A.M. Ampere, ανεξάρτητα από το Avogadro, κατέληξε στα ίδια συμπεράσματα.)
Στην εποχή του Avogadro, η υπόθεσή του δεν μπορούσε να αποδειχτεί θεωρητικά. Αλλά αυτή η υπόθεση παρείχε μια απλή ευκαιρία να προσδιοριστεί πειραματικά η σύνθεση των μορίων των αερίων ενώσεων και να προσδιοριστεί η σχετική μάζα τους. Ας προσπαθήσουμε να εντοπίσουμε τη λογική ενός τέτοιου συλλογισμού. Το πείραμα δείχνει ότι οι όγκοι υδρογόνου, οξυγόνου και υδρατμών που σχηματίζονται από αυτά τα αέρια είναι σε αναλογία 2:1:2. Από αυτό το γεγονός μπορούν να εξαχθούν διαφορετικά συμπεράσματα. Πρώτον: τα μόρια υδρογόνου και οξυγόνου αποτελούνται από δύο άτομα (H 2 και O 2), και ένα μόριο νερού αποτελείται από τρία, και στη συνέχεια η εξίσωση 2H 2 + O 2 → 2H 2 O είναι επίσης αληθής: Τα μόρια υδρογόνου είναι μονατομικά και τα μόρια οξυγόνου και νερού είναι διατομικά και τότε ισχύει η εξίσωση 2H + O 2 → 2HO με την ίδια αναλογία όγκου 2:1:2. Στην πρώτη περίπτωση, από την αναλογία των μαζών υδρογόνου και οξυγόνου στο νερό (1:8) προέκυψε ότι η σχετική ατομική μάζα του οξυγόνου ήταν ίση με 16, και στη δεύτερη - ότι ήταν ίση με 8. Έτσι, ακόμη και 50 χρόνια μετά το έργο του Gay-Lussac, ορισμένοι επιστήμονες συνέχισαν να επιμένουν στο γεγονός ότι ο τύπος του νερού είναι HO, και όχι H 2 O. Άλλοι πίστευαν ότι ο σωστός τύπος ήταν το H 2 O 2. Κατά συνέπεια, σε έναν αριθμό πινάκων η ατομική μάζα οξυγόνου λήφθηκε ίση με 8.
Ωστόσο, υπήρχε ένας απλός τρόπος για να επιλέξετε τη σωστή από δύο υποθέσεις. Για να γίνει αυτό, χρειάστηκε μόνο να αναλυθούν τα αποτελέσματα άλλων παρόμοιων πειραμάτων. Έτσι, από αυτά ακολούθησε ότι ίσοι όγκοι υδρογόνου και χλωρίου δίνουν διπλάσιο όγκο υδροχλωρίου. Αυτό το γεγονός απέρριψε αμέσως την πιθανότητα να είναι μονοατομικό το υδρογόνο: αντιδράσεις όπως H + Cl → HCl, H + Cl 2 → HCl 2 και τα παρόμοια δεν παράγουν διπλό όγκο HCl. Επομένως, τα μόρια υδρογόνου (και επίσης το χλώριο) αποτελούνται από δύο άτομα. Αλλά αν τα μόρια υδρογόνου είναι διατομικά, τότε τα μόρια οξυγόνου είναι επίσης διατομικά, και τα μόρια του νερού έχουν τρία άτομα, και ο τύπος του είναι H 2 O. Είναι εκπληκτικό ότι τόσο απλά επιχειρήματα για δεκαετίες δεν μπορούσαν να πείσουν ορισμένους χημικούς για την εγκυρότητα της θεωρίας του Avogadro. που για αρκετούς παρέμεινε ουσιαστικά απαρατήρητη για δεκαετίες.
Αυτό οφείλεται εν μέρει στην έλλειψη εκείνης της εποχής μιας απλής και σαφής καταγραφής των τύπων και των εξισώσεων των χημικών αντιδράσεων. Αλλά το κυριότερο είναι ότι ο αντίπαλος της θεωρίας του Avogadro ήταν ο διάσημος Σουηδός χημικός Jens Jakob Berzelius, ο οποίος είχε αδιαμφισβήτητη εξουσία μεταξύ των χημικών σε όλο τον κόσμο. Σύμφωνα με τη θεωρία του, όλα τα άτομα έχουν ηλεκτρικά φορτία και τα μόρια σχηματίζονται από άτομα με αντίθετα φορτία που ελκύουν το ένα το άλλο. Πιστεύεται ότι τα άτομα οξυγόνου έχουν ισχυρό αρνητικό φορτίο και τα άτομα υδρογόνου έχουν θετικό φορτίο. Από τη σκοπιά αυτής της θεωρίας, ήταν αδύνατο να φανταστεί κανείς ένα μόριο οξυγόνου αποτελούμενο από δύο ίσα φορτισμένα άτομα! Αν όμως τα μόρια οξυγόνου είναι μονοατομικά, τότε στην αντίδραση του οξυγόνου με το άζωτο: N + O → NO η αναλογία όγκου πρέπει να είναι 1:1:1. Και αυτό έρχεται σε αντίθεση με το πείραμα: 1 λίτρο άζωτο και 1 λίτρο οξυγόνο έδωσαν 2 λίτρα ΝΟ. Σε αυτή τη βάση, ο Berzelius και οι περισσότεροι άλλοι χημικοί απέρριψαν την υπόθεση του Avogadro ως ασυμβίβαστη με τα πειραματικά δεδομένα!
Ο νεαρός Ιταλός χημικός Stanislao Cannizzaro (1826–1910) αναβίωσε την υπόθεση του Avogadro και έπεισε τους χημικούς για την εγκυρότητά της στα τέλη της δεκαετίας του 1850. Δέχτηκε τους σωστούς (διπλούς) τύπους για τα μόρια των αερίων στοιχείων: H 2, O 2, Cl 2, Br 2 κ.λπ. και συμφιλίωσε την υπόθεση του Avogadro με όλα τα πειραματικά δεδομένα. «Ο ακρογωνιαίος λίθος της σύγχρονης ατομικής θεωρίας», έγραψε ο Cannizzaro, «είναι η θεωρία του Avogadro... Αυτή η θεωρία αντιπροσωπεύει το πιο λογικό σημείο εκκίνησης για την εξήγηση των βασικών ιδεών για τα μόρια και τα άτομα και για την απόδειξη των τελευταίων... Φαινόταν ότι τα φυσικά γεγονότα ήταν σε διαφωνία με τη θεωρία του Avogadro και του Ampere, έτσι ώστε έμεινε στην άκρη και σύντομα ξεχάστηκε. αλλά τότε οι χημικοί, με την ίδια τη λογική της έρευνάς τους και ως αποτέλεσμα της αυθόρμητης εξέλιξης της επιστήμης, ανεπαίσθητα για αυτούς, οδηγήθηκαν στην ίδια θεωρία... Ποιος δεν βλέπει σε αυτή τη μακρά και ασυνείδητη περιστροφή της επιστήμης γύρω και προς την κατεύθυνση του τεθέντος στόχου μια αποφασιστική απόδειξη υπέρ της θεωρίας του Avogadro και του Ampere; Μια θεωρία που έφτασε να ξεκινά από διαφορετικά και μάλιστα αντίθετα σημεία, μια θεωρία που έκανε δυνατή την πρόβλεψη πολλών γεγονότων επιβεβαιωμένων από την εμπειρία, πρέπει να είναι κάτι περισσότερο από μια απλή επιστημονική εφεύρεση. Πρέπει να είναι... η ίδια η αλήθεια».
Ο D.I. Mendeleev έγραψε για τις έντονες συζητήσεις εκείνης της εποχής: «Τη δεκαετία του '50, κάποιοι έπαιρναν Ο = 8, άλλοι Ο = 16, αν H = 1. Το νερό για το πρώτο ήταν HO, το υπεροξείδιο του υδρογόνου HO 2, για το δεύτερο, όπως τώρα, όπως τώρα. , νερό H 2 O, υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2 ή H O. Η σύγχυση και η σύγχυση βασίλευαν. Το 1860, χημικοί από όλο τον κόσμο συγκεντρώθηκαν στην Καρλσρούη για να καταλήξουν σε συμφωνία και ομοιομορφία σε ένα συνέδριο. Έχοντας παρευρεθεί σε αυτό το συνέδριο, θυμάμαι καλά πόσο μεγάλη ήταν η διαφωνία, πώς η συμφωνία υπό όρους φυλάχθηκε με τη μεγαλύτερη αξιοπρέπεια από τους διαφωτιστές της επιστήμης και πώς στη συνέχεια οι οπαδοί του Gerard, με επικεφαλής τον Ιταλό καθηγητή Cannizzaro, επιδίωξαν ένθερμα την συνέπειες του νόμου του Avogadro».
Αφού έγινε γενικά αποδεκτή η υπόθεση του Avogadro, οι επιστήμονες μπόρεσαν όχι μόνο να προσδιορίσουν σωστά τη σύνθεση των μορίων των αερίων ενώσεων, αλλά και να υπολογίσουν ατομικές και μοριακές μάζες. Αυτή η γνώση βοήθησε στον εύκολο υπολογισμό των αναλογιών μάζας των αντιδραστηρίων σε χημικές αντιδράσεις. Τέτοιες σχέσεις ήταν πολύ βολικές: μετρώντας τη μάζα των ουσιών σε γραμμάρια, οι επιστήμονες φαινόταν να λειτουργούν με μόρια. Μια ποσότητα ουσίας αριθμητικά ίση με τη σχετική μοριακή μάζα, αλλά εκφρασμένη σε γραμμάρια, ονομάστηκε μόριο γραμμαρίου ή mole (η λέξη "mole" επινοήθηκε στις αρχές του 20ου αιώνα από τον Γερμανό φυσικοχημικό, βραβευμένο με Νόμπελ Wilhelm Ostwald (1853–1932) περιέχει το ίδιο η ρίζα είναι ίδια με τη λέξη «μόριο» και προέρχεται από το λατινικό moles - χύμα, μάζα με υποκοριστικό επίθημα). Μετρήθηκε επίσης ο όγκος ενός mol μιας ουσίας σε αέρια κατάσταση: υπό κανονικές συνθήκες (δηλαδή σε πίεση 1 atm = 1,013 10 5 Pa και θερμοκρασία 0°C) είναι ίσος με 22,4 λίτρα (με την προϋπόθεση ότι το αέριο κοντά στο ιδανικό). Ο αριθμός των μορίων σε ένα mole άρχισε να ονομάζεται σταθερά του Avogadro (συνήθως συμβολίζεται ΝΕΝΑ). Αυτός ο ορισμός του κρεατοελιά διατηρήθηκε για σχεδόν έναν αιώνα.
Επί του παρόντος, ένα mole ορίζεται διαφορετικά: είναι η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει την ίδια ποσότητα δομικά στοιχεία(αυτά μπορεί να είναι άτομα, μόρια, ιόντα ή άλλα σωματίδια) πόσα περιέχονται σε 0,012 kg άνθρακα-12. Το 1971, με απόφαση της 14ης Γενικής Διάσκεψης για τα Βάρη και τα Μέτρα, ο μόλος εισήχθη στο Διεθνές Σύστημα Μονάδων (SI) ως 7η μονάδα βάσης.
Ακόμη και στην εποχή του Cannizzaro ήταν προφανές ότι αφού τα άτομα και τα μόρια είναι πολύ μικρά και κανείς δεν τα είχε δει ποτέ, η σταθερά του Avogadro πρέπει να είναι πολύ μεγάλη. Με τον καιρό, έμαθαν να καθορίζουν το μέγεθος των μορίων και την αξία τους ΝΑ - στην αρχή πολύ χονδρικά, μετά όλο και πιο ακριβή. Πρώτα απ 'όλα, κατάλαβαν ότι και οι δύο ποσότητες σχετίζονται μεταξύ τους: όσο μικρότερα είναι τα άτομα και τα μόρια, τόσο μεγαλύτερος είναι ο αριθμός του Avogadro. Το μέγεθος των ατόμων αξιολογήθηκε για πρώτη φορά από τον Γερμανό φυσικό Joseph Loschmidt (1821-1895). Με βάση τη μοριακή κινητική θεωρία των αερίων και πειραματικά δεδομένα για την αύξηση του όγκου των υγρών κατά την εξάτμισή τους, το 1865 υπολόγισε τη διάμετρο του μορίου του αζώτου. Βρήκε 0,969 nm (1 νανόμετρο είναι ένα δισεκατομμυριοστό του μέτρου) ή, όπως έγραψε ο Loschmidt, «η διάμετρος ενός μορίου αέρα είναι στρογγυλεμένη ίση με το ένα εκατομμυριοστό του χιλιοστού». Αυτή είναι περίπου τριπλάσια από τη σύγχρονη αξία, που ήταν ένα καλό αποτέλεσμα για εκείνη την εποχή. Το δεύτερο άρθρο του Loschmidt, που δημοσιεύτηκε την ίδια χρονιά, δίνει επίσης τον αριθμό των μορίων σε 1 cm 3 αερίου, που έκτοτε ονομάζεται σταθερά Loschmidt ( ΝΜΕΓΑΛΟ). Είναι εύκολο να πάρεις την αξία από αυτό ΝΑ, πολλαπλασιαζόμενο με τον μοριακό όγκο ενός ιδανικού αερίου (22,4 l/mol).
Η σταθερά του Avogadro έχει προσδιοριστεί με πολλές μεθόδους. Για παράδειγμα, από το μπλε χρώμα του ουρανού προκύπτει ότι ηλιακό φωςδιαχέεται στον αέρα. Όπως έδειξε ο Rayleigh, η ένταση της σκέδασης φωτός εξαρτάται από τον αριθμό των μορίων του αέρα ανά μονάδα όγκου. Μετρώντας την αναλογία των εντάσεων του άμεσου ηλιακού φωτός και του διάσπαρτου φωτός από τον γαλάζιο ουρανό, μπορεί να προσδιοριστεί η σταθερά του Avogadro. Για πρώτη φορά, τέτοιες μετρήσεις πραγματοποιήθηκαν από τον Ιταλό μαθηματικό και εξέχουσα πολιτική προσωπικότητα Quintino Sella (1827–1884) στην κορυφή του Monte Rosa (4634 m), στη νότια Ελβετία. Οι υπολογισμοί που έγιναν με βάση αυτές και παρόμοιες μετρήσεις έδειξαν ότι 1 mole περιέχει περίπου 6·10 23 σωματίδια.
Μια άλλη μέθοδος χρησιμοποιήθηκε από τον Γάλλο επιστήμονα Jean Perrin (1870–1942). Κάτω από ένα μικροσκόπιο, μέτρησε τον αριθμό των μικροσκοπικών (περίπου 1 μm σε διάμετρο) μπάλες τσίχλας, μια ουσία που σχετίζεται με το καουτσούκ και λαμβάνεται από τους χυμούς ορισμένων τροπικών δέντρων, που αιωρούνται στο νερό. Ο Perrin πίστευε ότι οι ίδιοι νόμοι που διέπουν τα μόρια του αερίου ισχύουν για αυτές τις μπάλες. Σε αυτή την περίπτωση, είναι δυνατό να προσδιοριστεί η "μοριακή μάζα" αυτών των σφαιρών. και γνωρίζοντας τη μάζα μιας μεμονωμένης μπάλας (σε αντίθεση με τη μάζα των πραγματικών μορίων, μπορεί να μετρηθεί), ήταν εύκολο να υπολογιστεί η σταθερά του Avogadro. Ο Perrin έλαβε περίπου 6,8 10 23.
Η σύγχρονη έννοια αυτής της σταθεράς Ν A = 6,0221367·10 23.
Η σταθερά του Avogadro είναι τόσο μεγάλη που είναι δύσκολο να φανταστεί κανείς. Για παράδειγμα, εάν μια μπάλα ποδοσφαίρου μεγεθύνεται κατά ΝΚαι επειδή είναι σε όγκο, η υδρόγειος θα χωρέσει σε αυτό. Αν μέσα ΝΚαι αν αυξήσετε τη διάμετρο της μπάλας, τότε ο μεγαλύτερος γαλαξίας που περιέχει εκατοντάδες δισεκατομμύρια αστέρια θα χωρέσει σε αυτόν! Εάν ρίξετε ένα ποτήρι νερό στη θάλασσα και περιμένετε έως ότου αυτό το νερό κατανεμηθεί ομοιόμορφα σε όλες τις θάλασσες και τους ωκεανούς, μέχρι τον πυθμένα τους, τότε, μαζεύοντας ένα ποτήρι νερό οπουδήποτε στον πλανήτη, αρκετές δεκάδες μόρια νερού που κάποτε ήταν σε ποτήρι. Αν πάρετε ένα μόριο δολαρίων, θα καλύψουν όλες τις ηπείρους με ένα πυκνό στρώμα 2 χιλιομέτρων...
2. Νόμοι για το φυσικό αέριο
Η σχέση μεταξύ πίεσης και όγκου ενός ιδανικού αερίου σε σταθερή θερμοκρασία φαίνεται στο Σχ. 1.
Η πίεση και ο όγκος ενός δείγματος αερίου είναι αντιστρόφως ανάλογα, δηλαδή τα προϊόντα τους έχουν σταθερή τιμή: pV = const. Αυτή η σχέση μπορεί να γραφτεί με μια πιο βολική μορφή για την επίλυση προβλημάτων:
p1V1 = p2V2 (νόμος Boyle-Mariotte).
Ας φανταστούμε ότι 50 λίτρα αερίου (V1), υπό πίεση 2 atm (p1), συμπιέζονται σε όγκο 25 λίτρων (V2), τότε η νέα του πίεση θα είναι ίση με:
Ζ
Η εξάρτηση των ιδιοτήτων των ιδανικών αερίων από τη θερμοκρασία καθορίζεται από τον νόμο Gay-Lussac: ο όγκος ενός αερίου είναι ευθέως ανάλογος με την απόλυτη θερμοκρασία του (σε σταθερή μάζα: V = kT, όπου k είναι ο συντελεστής αναλογικότητας). Αυτή η αναλογία συνήθως γράφεται σε περισσότερα βολική μορφήγια την επίλυση προβλημάτων:
Για παράδειγμα, εάν 100 λίτρα αερίου σε θερμοκρασία 300 Κ θερμανθούν στους 400 Κ χωρίς αλλαγή της πίεσης, τότε σε υψηλότερη θερμοκρασία ο νέος όγκος αερίου θα είναι ίσος με
Ζ
η γραφή του συνδυασμένου νόμου των αερίων pV/T= = const μπορεί να μετατραπεί στην εξίσωση Mendeleev-Clapeyron:
όπου R είναι η καθολική σταθερά αερίου, a είναι ο αριθμός των γραμμομορίων αερίου.
U
Η εξίσωση Mendeleev-Clapeyron επιτρέπει μια μεγάλη ποικιλία υπολογισμών. Για παράδειγμα, μπορείτε να προσδιορίσετε τον αριθμό των γραμμομορίων αερίου σε πίεση 3 atm και θερμοκρασία 400 K, καταλαμβάνοντας όγκο 70 λίτρων:
Μία από τις συνέπειες του ενιαίου νόμου για τα αέρια: Ίσοι όγκοι διαφορετικών αερίων στην ίδια θερμοκρασία και πίεση περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων. Αυτός είναι ο νόμος του Avogadro.
Ένα σημαντικό συμπέρασμα προκύπτει επίσης από το νόμο του Avogadro: οι μάζες δύο πανομοιότυπων όγκων διαφορετικών αερίων (φυσικά, στην ίδια πίεση και θερμοκρασία) σχετίζονται με τις μοριακές τους μάζες:
m1/m2 = M1/M2 (m1 και m2 είναι οι μάζες των δύο αερίων).
Το M1IM2 αντιπροσωπεύει τη σχετική πυκνότητα.
Ο νόμος του Avogadro ισχύει μόνο για τα ιδανικά αέρια. Υπό κανονικές συνθήκες, τα αέρια που είναι δύσκολο να συμπιεστούν (υδρογόνο, ήλιο, άζωτο, νέον, αργό) μπορούν να θεωρηθούν ιδανικά. Για το μονοξείδιο του άνθρακα (IV), την αμμωνία, το οξείδιο του θείου (IV), αποκλίσεις από την ιδεατότητα παρατηρούνται ήδη υπό κανονικές συνθήκες και αυξάνονται με την αύξηση της πίεσης και τη μείωση της θερμοκρασίας.
3. Συνέπειες από το νόμο του Avogadro
4.Προβλήματα στον νόμο του Avogadro
Πρόβλημα 1
Σε 25 °C και πίεση 99,3 kPa (745 mm Hg), ένα συγκεκριμένο αέριο καταλαμβάνει όγκο 152 cm3. Να βρείτε τι όγκο θα καταλάβει το ίδιο αέριο σε 0 °C και πίεση 101,33 kPa;
Λύση
Αντικαθιστώντας τα δεδομένα του προβλήματος με την εξίσωση (*) παίρνουμε:
Vo = PVTo / TPo = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 cm3.
Πρόβλημα 2
Εκφράστε τη μάζα ενός μορίου CO2 σε γραμμάρια.
Λύση
Το μοριακό βάρος του CO2 είναι 44,0 amu. Επομένως, η μοριακή μάζα του CO2 είναι 44,0 g/mol. 1 mole CO2 περιέχει 6,02*1023 μόρια. Από εδώ βρίσκουμε τη μάζα ενός μορίου: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31 * 10-23 g.
Εργο 3
Προσδιορίστε τον όγκο που θα καταλάβει το άζωτο βάρους 5,25 g στους 26 °C και σε πίεση 98,9 kPa (742 mm Hg).
Λύση
Προσδιορίστε την ποσότητα του N2 που περιέχεται σε 5,25 g: 5,25 / 28 = 0,1875 mol,
V, = 0,1875*22,4 = 4,20 dm3. Στη συνέχεια, φέρνουμε τον όγκο που προκύπτει στις συνθήκες που καθορίζονται στο πρόβλημα: V = PoVoT / PTo = 101,3 * 4,20 * 299 / 98,9 * 273 = 4,71 dm3.
Πρόβλημα 4
Το μονοξείδιο του άνθρακα («μονοξείδιο του άνθρακα») είναι ένας επικίνδυνος ατμοσφαιρικός ρύπος. Μειώνει την ικανότητα της αιμοσφαιρίνης του αίματος να μεταφέρει οξυγόνο, προκαλεί ασθένειες του καρδιαγγειακού συστήματος και μειώνει την εγκεφαλική δραστηριότητα. Λόγω της ατελούς καύσης φυσικών καυσίμων, 500 εκατομμύρια τόνοι CO σχηματίζονται ετησίως στη Γη. Προσδιορίστε τον όγκο (σε κανονικές συνθήκες) που θα καταληφθεί από το μονοξείδιο του άνθρακα που σχηματίζεται στη Γη για αυτόν τον λόγο.
Λύση
Ας γράψουμε την κατάσταση του προβλήματος σε μορφή τύπου:
m(CO) = 500 εκατομμύρια τόνοι = 5. 1014 γρ
Μ(CO) = 28 g/mol
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
V(CO) = ? (Καλά.)
Για την επίλυση του προβλήματος, χρησιμοποιούνται εξισώσεις που συσχετίζουν την ποσότητα μιας ουσίας, τη μάζα και τη μοριακή μάζα:
m(CO) / M(CO) = n(CO),
καθώς και την ποσότητα της αέριας ουσίας, τον όγκο και τον μοριακό όγκο της:
V (CO) / VM = n(CO)
Επομένως: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM, επομένως:
V(CO) = (VM . m(CO)) / M(CO) = (22,4 . 5 . 1014) / 28
[(l/mol) . g / (g/mol)] = 4 . 1014 l = 4. 1011 m3 = 400 km3
Πρόβλημα 5
Υπολογίστε τον όγκο που καταλαμβάνει (στο μηδέν) ένα μέρος του αερίου που απαιτείται για την αναπνοή εάν αυτό το τμήμα περιέχει 2,69 . 1022 μόρια αυτού του αερίου. Τι αέριο είναι αυτό;
Λύση.
Το αέριο που χρειάζεται για την αναπνοή είναι φυσικά το οξυγόνο. Για να λύσουμε το πρόβλημα, γράφουμε πρώτα την κατάστασή του σε μορφή τύπου:
Ν(Ο2) = 2,69. 1022 (μόρια)
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
NA = 6,02. 1023 mol--1
V(O2) = ? (Καλά.)
Για την επίλυση του προβλήματος, χρησιμοποιούνται εξισώσεις που συσχετίζουν τον αριθμό των σωματιδίων N(O2) σε ένα δεδομένο τμήμα μιας ουσίας n(O2) και τον αριθμό Avogadro NA:
n(O2) = N(O2) / NA,
καθώς και την ποσότητα, τον όγκο και τον μοριακό όγκο της αέριας ουσίας (n.s.):
n(O2) = V(O2) / VM
Ως εκ τούτου: V(O2) = VM. n(O2) = (VM. N(O2)) / NA = (22,4 . 2,69 . 1022) : (6,02 . 1023) [(l/mol) : mol--1] = 1, 0 l
Απάντηση. Ένα τμήμα οξυγόνου, το οποίο περιέχει τον αριθμό των μορίων που καθορίζονται στη συνθήκη, καταλαμβάνει στο αρ. όγκος 1 l.
Πρόβλημα 6
Το διοξείδιο του άνθρακα με όγκο 1 λίτρου υπό κανονικές συνθήκες έχει μάζα 1,977 g Ποιος είναι ο πραγματικός όγκος ενός mol αυτού του αερίου (σε κανονικές συνθήκες); Εξήγησε την απάντησή σου.
Λύση
Μοριακή μάζα M (CO2) = 44 g/mol, μετά όγκος mole 44/1,977 = 22,12 (l). Αυτή η τιμή είναι μικρότερη από αυτή που είναι αποδεκτή για τα ιδανικά αέρια (22,4 l). Η μείωση του όγκου σχετίζεται με την αύξηση της αλληλεπίδρασης μεταξύ των μορίων του CO2, δηλαδή μια απόκλιση από την ιδεατότητα.
Πρόβλημα 7
Το αέριο χλώριο βάρους 0,01 g, που βρίσκεται σε σφραγισμένη αμπούλα όγκου 10 cm3, θερμαίνεται από 0 έως 273oC. Ποια είναι η αρχική πίεση του χλωρίου στους 0oC και στους 273oC;
Λύση
Mr(Cl2) =70,9; επομένως 0,01 g χλωρίου αντιστοιχεί σε 1,4 10-4 mol. Ο όγκος της αμπούλας είναι 0,01 l. Χρησιμοποιώντας την εξίσωση Mendeleev-Clapeyron pV=vRT, βρίσκουμε την αρχική πίεση του χλωρίου (p1) στους 0oC:
ομοίως βρίσκουμε την πίεση του χλωρίου (p2) στους 273oC: p2 = 0,62 atm.
Εργο 8
Ποιος είναι ο όγκος που καταλαμβάνουν 10 g μονοξειδίου του άνθρακα (II) σε θερμοκρασία 15oC και πίεση 790 mm Hg; Τέχνη.;
Λύση
Πρόβλημα 8
Το αέριο πυρκαγιάς ή το μεθάνιο CH 4 είναι μια πραγματική καταστροφή για τους ανθρακωρύχους. Οι εκρήξεις του σε ορυχεία οδηγούν σε μεγάλες καταστροφές και απώλειες ζωών. Ο G. Davy εφηύρε μια ασφαλή λάμπα ανθρακωρύχου. Σε αυτό, η φλόγα περιβαλλόταν από ένα χάλκινο πλέγμα και δεν ξέφυγε πέρα από αυτό, έτσι το μεθάνιο δεν θερμάνθηκε στη θερμοκρασία ανάφλεξης. Η νίκη επί του firedamp θεωρείται πολιτικό κατόρθωμα από τον G. Davy.
Εάν η ποσότητα της ουσίας μεθανίου στο αρ. ισούται με 23,88 moles, τότε ποιος είναι ο όγκος αυτού του αερίου, υπολογιζόμενος σε λίτρα;
Λύση
V = 23,88 mol * 22,4 l/mol = 534,91 l
Πρόβλημα 9
Όποιος έχει ανάψει ποτέ σπίρτο γνωρίζει τη μυρωδιά του διοξειδίου του θείου SO2. Αυτό το αέριο είναι πολύ διαλυτό στο νερό: 42 λίτρα διοξειδίου του θείου μπορούν να διαλυθούν σε 1 λίτρο νερού. Προσδιορίστε τη μάζα του διοξειδίου του θείου που μπορεί να διαλυθεί σε 10 λίτρα νερού.
Λύση
ν = V/V m V=ν * V m m = ν * Μ
42 l SO 2 διαλύονται σε 1 l νερό
x l SO 2 - σε 10 l νερού
x = 42* 10/1 = 420 l
ν = 420 l/ 22,4 l/mol = 18,75 mol
m = 18,75 mol * 64 g/mol = 1200 g
Πρόβλημα 10
Σε μια ώρα, ένας ενήλικας εκπνέει περίπου 40 g διοξειδίου του άνθρακα. Προσδιορίστε τον όγκο (αριθ.) μιας δεδομένης μάζας αυτού του αερίου.
Λύση
m = ν * M ν = m/M V=ν * V m
ν(CO 2) = 40 g / 44 g/mol = 0,91 mol
V(CO 2) =0,91 mol * 22,4 l/mol = 20,38 l
συμπέρασμα
Τα πλεονεκτήματα του Avogadro ως ενός από τους ιδρυτές της μοριακής θεωρίας έχουν λάβει έκτοτε παγκόσμια αναγνώριση. Η λογική του Avogadro αποδείχθηκε άψογη, κάτι που επιβεβαιώθηκε αργότερα από τον J. Maxwell με υπολογισμούς βασισμένους στην κινητική θεωρία των αερίων. Στη συνέχεια ελήφθη πειραματική επιβεβαίωση (για παράδειγμα, με βάση τη μελέτη της κίνησης Brown) και βρέθηκε επίσης πόσα σωματίδια περιέχονται σε ένα mole από κάθε αέριο. Αυτή η σταθερά - 6.022 1023 - ονομάστηκε αριθμός Avogadro, απαθανατίζοντας το όνομα του διορατικού ερευνητή.
Βιβλιογραφία
Μπούτσκους Π.Φ. Διαβάζοντας το βιβλίο για την οργανική χημεία. Εγχειρίδιο για μαθητές της 10ης τάξης / συγκρ. Μπούτσκους Π.Φ. – 2ο. εκδ., αναθεωρημένη. – Μ.: Εκπαίδευση, 1985.
Bykov G.V. Amedeo Avogadro: Σκίτσο ζωής και έργου. Μ.: Nauka, 1983
Γκλίνκα Ν.Λ. γενική χημεία. Uch. εγχειρίδιο για τα πανεπιστήμια. – Λ.: Χημεία, 1983.
Kritsman V.A. Robert Boyle, John Dalton, Amedeo Avogadro. Οι δημιουργοί της μοριακής επιστήμης στη χημεία. Μ., 1976
Kuznetsov V.I. Γενική χημεία. Αναπτυξιακές τάσεις. – Μ.: Λύκειο.
Makarov K. A. Χημεία και υγεία.Διαφωτισμός, 1985.
Μάριο Λιούτσι. Ιστορία της φυσικής. Μ., 1970
Poller Z. Η χημεία στο δρόμο προς την τρίτη χιλιετία. Μετάφραση από τα γερμανικά / μετάφραση και πρόλογος Βασίνα Ν.Α. – Μ.: Μιρ, 1982.
Ο νόμος του Avogadro, που ανακαλύφθηκε το 1811, έπαιξε σημαντικό ρόλο στην ανάπτυξη της χημείας. Πρώτα απ' όλα συνέβαλε στην αναγνώριση του ατομικού-μοριακού δόγματος, που διατυπώθηκε για πρώτη φορά στα μέσα του 18ου αιώνα. M.V. Λομονόσοφ. Έτσι, για παράδειγμα, χρησιμοποιώντας τον αριθμό του Avogadro:
Αποδείχθηκε ότι ήταν δυνατό να υπολογιστούν όχι μόνο οι απόλυτες μάζες ατόμων και μορίων, αλλά και οι πραγματικές γραμμικές διαστάσεις αυτών των σωματιδίων. Σύμφωνα με το νόμο του Avogadro:
«Ίσοι όγκοι διαφορετικών αερίων σε σταθερή πίεση και θερμοκρασία περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων, ίσο με»
Μια σειρά από σημαντικές συνέπειες σχετικά με τον μοριακό όγκο και την πυκνότητα των αερίων απορρέουν από τον νόμο του Avogadro. Έτσι, από τον νόμο του Avogadro προκύπτει άμεσα ότι ο ίδιος αριθμός μορίων διαφορετικών αερίων θα καταλαμβάνει τον ίδιο όγκο, ίσο με 22,4 λίτρα. Αυτός ο όγκος αερίων ονομάζεται μοριακός όγκος. Το αντίθετο ισχύει επίσης - ο μοριακός όγκος των διαφόρων αερίων είναι ο ίδιος και ίσος με 22,4 λίτρα:
Πράγματι, εφόσον 1 mole οποιασδήποτε ουσίας περιέχει τον ίδιο αριθμό μορίων, ίσο με , τότε προφανώς οι όγκοι τους στην αέρια κατάσταση υπό τις ίδιες συνθήκες θα είναι οι ίδιοι. Έτσι, υπό κανονικές συνθήκες (ν.σ.), δηλ. σε πίεση και θερμοκρασία ο μοριακός όγκος των διαφόρων αερίων θα είναι 
. Η ποσότητα της ουσίας, ο όγκος και ο μοριακός όγκος των αερίων μπορούν να συσχετιστούν μεταξύ τους στη γενική περίπτωση με μια σχέση της μορφής:
από όπου, αντίστοιχα:
Γενικά, οι κανονικές συνθήκες (ν.σ.) διακρίνονται:
Οι τυπικές προϋποθέσεις περιλαμβάνουν:
Για να μετατρέψετε τη θερμοκρασία στην κλίμακα Κελσίου σε θερμοκρασία στην κλίμακα Kelvin, χρησιμοποιήστε την ακόλουθη σχέση:
Η μάζα του ίδιου του αερίου μπορεί να υπολογιστεί από την τιμή της πυκνότητάς του, δηλ.
Επειδή όπως φαίνεται παραπάνω:
τότε είναι προφανές:
από όπου, αντίστοιχα:
Από τις παραπάνω σχέσεις της φόρμας:
μετά την αντικατάσταση στην έκφραση:
προκύπτει επίσης ότι:
από όπου, αντίστοιχα:
και έτσι έχουμε:
Δεδομένου ότι υπό κανονικές συνθήκες 1 mole οτιδήποτε καταλαμβάνει όγκο ίσο με:
τότε αναλόγως:
Η σχέση που προκύπτει με αυτόν τον τρόπο είναι αρκετά σημαντική για την κατανόηση της 2ης συνέπειας του νόμου του Avogadro, η οποία με τη σειρά της σχετίζεται άμεσα με μια τέτοια έννοια όπως η σχετική πυκνότητα των αερίων. Γενικά, η σχετική πυκνότητα των αερίων είναι μια τιμή που δείχνει πόσες φορές ένα αέριο είναι βαρύτερο ή ελαφρύτερο από ένα άλλο, δηλ. Πόσες φορές είναι μεγαλύτερη ή μικρότερη η πυκνότητα ενός αερίου από την πυκνότητα ενός άλλου, δηλ. έχουμε μια σχέση της μορφής:
Έτσι, για το πρώτο αέριο έχουμε:
αντίστοιχα για το δεύτερο αέριο:
τότε είναι προφανές:
και έτσι:
Με άλλα λόγια, η σχετική πυκνότητα ενός αερίου είναι ο λόγος της μοριακής μάζας του υπό μελέτη αερίου προς τη μοριακή μάζα του αερίου με το οποίο γίνεται η σύγκριση. Η σχετική πυκνότητα ενός αερίου είναι μια αδιάστατη ποσότητα. Έτσι, για να υπολογίσουμε τη σχετική πυκνότητα ενός αερίου από ένα άλλο, αρκεί να γνωρίζουμε τις σχετικές μοριακές μάζες αυτών των αερίων. Για να καταστεί σαφές με ποιο αέριο γίνεται η σύγκριση, δίνεται ένας δείκτης. Για παράδειγμα, σημαίνει ότι γίνεται σύγκριση με το υδρογόνο και μετά μιλούν για την πυκνότητα του αερίου σε όρους υδρογόνου, χωρίς να χρησιμοποιούν τη λέξη «σχετικό», λαμβάνοντας αυτό σαν εξ ορισμού. Οι μετρήσεις πραγματοποιούνται με παρόμοιο τρόπο, χρησιμοποιώντας τον αέρα ως αέριο αναφοράς. Σε αυτήν την περίπτωση, υποδείξτε ότι η σύγκριση του υπό μελέτη αερίου πραγματοποιείται με αέρα. Σε αυτή την περίπτωση, η μέση μοριακή μάζα του αέρα λαμβάνεται ως 29, και εφόσον η σχετική μοριακή μάζα και η μοριακή μάζα είναι αριθμητικά ίδιες, τότε:
Χημική φόρμουλαΤο αέριο που ελέγχεται τοποθετείται δίπλα-δίπλα σε παρένθεση, για παράδειγμα:
και διαβάζεται ως - η πυκνότητα του χλωρίου από το υδρογόνο. Γνωρίζοντας τη σχετική πυκνότητα ενός αερίου σε σχέση με ένα άλλο, είναι δυνατός ο υπολογισμός της μοριακής καθώς και της μοριακής μάζας του αερίου, ακόμη και αν ο τύπος της ουσίας είναι άγνωστος. Όλες οι παραπάνω αναλογίες αναφέρονται στις λεγόμενες κανονικές συνθήκες.
Το μάθημα είναι αφιερωμένο στη μελέτη του νόμου του Avogadro, ο οποίος ισχύει μόνο για αέριες ουσίες και σας επιτρέπει να συγκρίνετε τον αριθμό των μορίων σε τμήματα αερίων ουσιών. Θα μάθετε πώς, βάσει αυτού του νόμου, μπορείτε να βγάλετε ένα συμπέρασμα σχετικά με τη σύνθεση των μορίων αερίου και να εξοικειωθείτε με τα μοντέλα μορίων ορισμένων ουσιών.
Θέμα: Αρχικές χημικές ιδέες
Μάθημα: Νόμος του Avogadro. Σύνθεση μορίων
ΣΕ στερεά, σε σύγκριση με τα υγρά και ιδιαίτερα τα αέρια, τα σωματίδια της ύλης βρίσκονται σε στενή διασύνδεση, σε μικρές αποστάσεις. Στις αέριες ουσίες, οι αποστάσεις μεταξύ των μορίων είναι τόσο μεγάλες που η αλληλεπίδραση μεταξύ τους πρακτικά εξαλείφεται.
Ρύζι. 1. Μοντέλα της δομής της ύλης σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης
Ελλείψει αλληλεπίδρασης μεταξύ των μορίων, η ατομικότητά τους δεν εμφανίζεται. Αυτό σημαίνει ότι μπορούμε να υποθέσουμε ότι οι αποστάσεις μεταξύ των μορίων σε οποιοδήποτε αέριο είναι οι ίδιες. Αλλά υπό την προϋπόθεση ότι αυτά τα αέρια βρίσκονται στις ίδιες συνθήκες - στην ίδια πίεση και θερμοκρασία.
Εφόσον οι αποστάσεις μεταξύ των μορίων αερίου είναι ίσες, σημαίνει ότι περιέχουν ίσους όγκους αερίων ισάριθμοςμόρια. Αυτή η υπόθεση έγινε το 1811 από τον Ιταλό επιστήμονα Amedeo Avogadro. Στη συνέχεια, η υπόθεση του αποδείχθηκε και ονομάστηκε νόμος του Avogadro.
Ο Avogadro χρησιμοποίησε την υπόθεσή του για να εξηγήσει τα αποτελέσματα των πειραμάτων με αέριες ουσίες. Στη διαδικασία του συλλογισμού, μπόρεσε να βγάλει σημαντικά συμπεράσματα σχετικά με τη σύνθεση των μορίων ορισμένων ουσιών.
Ας εξετάσουμε τα αποτελέσματα των πειραμάτων βάσει των οποίων ο Avogadro μπόρεσε να μοντελοποιήσει τα μόρια ορισμένων ουσιών.
Το ξέρετε ήδη όταν περνά μέσα από το νερό ηλεκτρικό ρεύμα, το νερό αποσυντίθεται σε δύο αέριες ουσίες - υδρογόνο και οξυγόνο.
Θα πραγματοποιήσουμε ένα πείραμα για την αποσύνθεση του νερού σε έναν ηλεκτρολύτη. Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από το νερό, θα αρχίσουν να απελευθερώνονται αέρια στα ηλεκτρόδια, τα οποία θα εκτοπίσουν το νερό από τους δοκιμαστικούς σωλήνες. Τα αέρια θα αποδειχθούν καθαρά, επειδή δεν υπάρχει αέρας στους δοκιμαστικούς σωλήνες γεμάτους με νερό. Επιπλέον, ο όγκος του υδρογόνου που απελευθερώνεται θα είναι 2 φορές μεγαλύτερος από τον όγκο του οξυγόνου που απελευθερώνεται.
Τι συμπέρασμα έβγαλε ο Avogadro από αυτό; Εάν ο όγκος του υδρογόνου είναι διπλάσιος από τον όγκο του οξυγόνου, τότε σχηματίζονται επίσης 2 φορές περισσότερα μόρια υδρογόνου. Επομένως, σε ένα μόριο νερού υπάρχει ένα άτομο οξυγόνου για κάθε δύο άτομα υδρογόνου.
Ας εξετάσουμε τα αποτελέσματα άλλων πειραμάτων που μας επιτρέπουν να κάνουμε υποθέσεις σχετικά με τη δομή των μορίων των ουσιών. Είναι γνωστό ότι η αποσύνθεση 2 λίτρων αμμωνίας παράγει 1 λίτρο άζωτο και 3 λίτρα υδρογόνο (Εικ. 2).
Ρύζι. 2. Αναλογία όγκων αερίων που συμμετέχουν στην αντίδραση
Από αυτό μπορούμε να συμπεράνουμε ότι σε ένα μόριο αμμωνίας υπάρχουν τρία άτομα υδρογόνου ανά άτομο αζώτου. Αλλά γιατί τότε η αντίδραση δεν απαιτούσε 1 λίτρο αμμωνίας, αλλά 2 λίτρα;
Αν χρησιμοποιήσουμε τα μοντέλα μορίων υδρογόνου και αμμωνίας που προτείνει ο D. Dalton, έχουμε ένα αποτέλεσμα που έρχεται σε αντίθεση με το πείραμα, επειδή Από 1 άτομο αζώτου και τρία άτομα υδρογόνου θα λάβετε μόνο 1 μόριο αμμωνίας. Έτσι, σύμφωνα με το νόμο του Avogadro, ο όγκος της αποσυντιθέμενης αμμωνίας σε αυτή την περίπτωση θα είναι ίσος με 1 λίτρο.
Ρύζι. 3. Επεξήγηση των πειραματικών αποτελεσμάτων από τη σκοπιά της θεωρίας του D. Dalton
Αν υποθέσουμε ότι κάθε μόριο υδρογόνου και αζώτου αποτελείται από δύο άτομα, τότε το μοντέλο δεν θα έρχεται σε αντίθεση με το πειραματικό αποτέλεσμα. Σε αυτή την περίπτωση, ένα μόριο αζώτου και τρία μόρια υδρογόνου σχηματίζονται από δύο μόρια αμμωνίας.
Ρύζι. 4. Μοντέλο αντίδρασης αποσύνθεσης αμμωνίας
Ας εξετάσουμε τα αποτελέσματα ενός άλλου πειράματος. Είναι γνωστό ότι όταν 1 λίτρο οξυγόνου αλληλεπιδρά με 2 λίτρα υδρογόνου, σχηματίζονται 2 λίτρα υδρατμούς (αφού η αντίδραση διεξάγεται σε θερμοκρασία μεγαλύτερη από 100 C). Ποιο συμπέρασμα μπορεί να εξαχθεί σχετικά με τη σύσταση των μορίων του οξυγόνου, του υδρογόνου και του νερού Αυτή η σχέση μπορεί να εξηγηθεί αν υποθέσουμε ότι τα μόρια του υδρογόνου και του οξυγόνου αποτελούνται από δύο άτομα:
Ρύζι. 5. Μοντέλο της αντίδρασης υδρογόνου και οξυγόνου
Από δύο μόρια υδρογόνου και 1 μόριο οξυγόνου σχηματίζονται 2 μόρια νερού.
1. Συλλογή προβλημάτων και ασκήσεων χημείας: 8η τάξη: στο σχολικό βιβλίο του Π.Α. Orzhekovsky και άλλοι "Χημεία, 8η τάξη" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Χέγκελ. – Μ.: AST: Astrel, 2006.
2. Ushakova O.V. ΤΕΤΡΑΔΙΟ ΕΡΓΑΣΙΩΝστη χημεία: 8η τάξη: στο σχολικό βιβλίο του Π.Α. Orzhekovsky και άλλοι «Χημεία. 8η τάξη» / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; κάτω από. εκδ. καθ. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (σελ. 26-27)
3. Χημεία: 8η τάξη: σχολικό βιβλίο. για γενική εκπαίδευση ιδρύματα / Π.Α. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Ποντάκ. M.: AST: Astrel, 2005.(§11)
4. Εγκυκλοπαίδεια για παιδιά. Τόμος 17. Χημεία / Κεφ. εκδ.V.A. Volodin, Ved. επιστημονικός εκδ. I. Leenson. – Μ.: Avanta+, 2003.
Πρόσθετοι πόροι ιστού
1. Ενιαία συλλογή ψηφιακών εκπαιδευτικών πόρων ().
2. Ηλεκτρονική έκδοση του περιοδικού «Chemistry and Life» ().
Εργασία για το σπίτι
1. σ.67 Αρ. 2από το σχολικό βιβλίο «Χημεία: 8η τάξη» (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).
2. №45 από τη Συλλογή προβλημάτων και ασκήσεων χημείας: 8η τάξη: στο σχολικό βιβλίο του Π.Α. Orzhekovsky και άλλοι "Χημεία, 8η τάξη" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Χέγκελ. – Μ.: AST: Astrel, 2006.
Ο Amedeo Avogadro ήταν ένας από τους Ιταλούς φυσικούς και χημικούς του δέκατου ένατου αιώνα. Πρέπει να ειπωθεί ότι έλαβε νομική εκπαίδευση, αλλά η λαχτάρα του για τα μαθηματικά και τη φυσική τον ώθησε να σπουδάσει ανεξάρτητα αυτές τις επιστήμες. Και σε αυτό το θέμα τα κατάφερε.
Σε ηλικία τριάντα ετών, ο Avogadro έγινε καθηγητής φυσικής σε ένα από τα πανεπιστημιακά λύκεια εκείνης της εποχής. Αργότερα θα γίνει καθηγητής μαθηματικών στο πανεπιστήμιο. Ωστόσο, ο Avogadro δεν είναι καθόλου γνωστός για την επιτυχημένη καριέρα του ως δάσκαλος των ακριβών επιστημών, την οποία κατέκτησε ανεξάρτητα, είναι γνωστός κυρίως ως επιστήμονας και ως άτομο που εξέφρασε μια από τις θεμελιώδεις υποθέσεις φυσική χημεία. Πρότεινε ότι αν πάρουμε ίσους όγκους δύο διαφορετικών ιδανικών αερίων στην ίδια πίεση και θερμοκρασία, τότε αυτοί οι όγκοι θα περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων. Στη συνέχεια, η υπόθεση επιβεβαιώθηκε και σήμερα μπορεί να αποδειχθεί χρησιμοποιώντας θεωρητικούς υπολογισμούς. Σήμερα αυτός ο κανόνας ονομάζεται νόμος του Avogadro. Επιπλέον, ένας συγκεκριμένος σταθερός αριθμός πήρε το όνομά του, ο λεγόμενος αριθμός Avogadro, ο οποίος θα συζητηθεί παρακάτω.
Ο αριθμός του Avogadro
Όλες οι ουσίες αποτελούνται από κάποιο είδος δομικών στοιχείων, κατά κανόνα, αυτά είναι είτε μόρια είτε άτομα, αλλά αυτό δεν είναι σημαντικό. Τι πρέπει να συμβεί όταν αναμειγνύουμε δύο ουσίες και αντιδρούν; Είναι λογικό ένα δομικό στοιχείο, ένα τούβλο, μιας ουσίας να αντιδρά με ένα δομικό στοιχείο, ένα τούβλο, μιας άλλης ουσίας. Επομένως, κατά τη διάρκεια μιας πλήρους αντίδρασης, ο αριθμός των στοιχείων και για τις δύο ουσίες πρέπει να είναι ίδιος, αν και το βάρος και ο όγκος των παρασκευασμάτων μπορεί να διαφέρουν. Έτσι, οποιαδήποτε χημική αντίδραση πρέπει να περιέχει τον ίδιο αριθμό δομικών στοιχείων κάθε ουσίας ή αυτοί οι αριθμοί πρέπει να είναι ανάλογοι με κάποιον αριθμό. Η τιμή αυτού του αριθμού είναι εντελώς ασήμαντη, αλλά αργότερα αποφάσισαν να πάρουν ως βάση δώδεκα γραμμάρια άνθρακα-12 και να υπολογίσουν τον αριθμό των ατόμων σε αυτό. Είναι περίπου έξι φορές δέκα προς την εικοστή τρίτη δύναμη. Εάν μια ουσία περιέχει τέτοιο αριθμό δομικών στοιχείων, τότε μιλάμε για ένα mole της ουσίας. Αντίστοιχα, τα πάντα χημικές αντιδράσειςστους θεωρητικούς υπολογισμούς γράφονται σε mole, δηλαδή αναμειγνύονται mole ουσιών.
Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, η τιμή του αριθμού του Avogadro είναι, καταρχήν, ασήμαντη, αλλά καθορίζεται φυσικά. Από τα πειράματα αυτή τη στιγμήέχουν ανεπαρκή ακρίβεια, λοιπόν δεδομένου αριθμούδιευκρινίζεται συνεχώς. Μπορεί, φυσικά, να ελπίζει κανείς ότι κάποια μέρα θα υπολογιστεί με απόλυτη ακρίβεια, αλλά μέχρι στιγμής αυτό απέχει πολύ από το να συμβεί. Μέχρι σήμερα, η τελευταία διευκρίνιση έγινε το 2011. Επιπλέον, την ίδια χρονιά εγκρίθηκε ψήφισμα σχετικά με τον τρόπο σωστής εγγραφής αυτού του αριθμού. Δεδομένου ότι βελτιώνεται συνεχώς, σήμερα γράφεται ως 6,02214X πολλαπλασιασμένο επί δέκα στην εικοστή τρίτη δύναμη. Αυτός ο αριθμός δομικών στοιχείων περιέχεται σε ένα mole μιας ουσίας. Το γράμμα "X" σε αυτήν την καταχώρηση δηλώνει ότι ο αριθμός καθορίζεται, δηλαδή, η τιμή του X θα καθοριστεί στο μέλλον.
Ο νόμος του Avogadro
Στην αρχή αυτού του άρθρου αναφέραμε τον νόμο του Avogadro. Αυτός ο κανόνας λέει ότι ο αριθμός των μορίων είναι ο ίδιος. Σε αυτή την περίπτωση, είναι λογικό να συνδέσουμε αυτόν τον νόμο με τον αριθμό ή τον μόλο του Avogadro. Τότε ο νόμος του Avogadro θα αναφέρει ότι ένα mole κάθε ιδανικού αερίου στην ίδια θερμοκρασία και πίεση καταλαμβάνει τον ίδιο όγκο. Υπολογίζεται ότι υπό κανονικές συνθήκες ο όγκος αυτός είναι περίπου είκοσι τέσσερα και μισό λίτρα. Τρώω ακριβής αξίαο αριθμός αυτός είναι 22,41383 λίτρα. Και επειδή οι διεργασίες που συμβαίνουν υπό κανονικές συνθήκες είναι σημαντικές και συμβαίνουν πολύ συχνά, υπάρχει ένα όνομα για αυτόν τον όγκο, ο μοριακός όγκος του αερίου.
Στους θεωρητικούς υπολογισμούς, πολύ συχνά, λαμβάνονται υπόψη μοριακός όγκος αερίου. Εάν υπάρχει ανάγκη να μετακινηθείτε σε άλλες θερμοκρασίες ή πίεση, τότε ο όγκος, φυσικά, θα αλλάξει, αλλά υπάρχουν αντίστοιχοι τύποι από τη φυσική που σας επιτρέπουν να τον υπολογίσετε. Απλώς πρέπει να θυμάστε πάντα ότι ένα mole αερίου αναφέρεται πάντα σε κανονικές συνθήκες, δηλαδή, είναι κάποια συγκεκριμένη θερμοκρασία και κάποια συγκεκριμένη πίεση, και σύμφωνα με το διάταγμα του 1982, υπό κανονικές συνθήκες, η πίεση του αερίου είναι δέκα στο πέμπτο Pascal , και η θερμοκρασία είναι 273,15 Kelvin .
Εκτός από την προφανή πρακτική σημασία των δύο εννοιών που συζητήθηκαν παραπάνω, υπάρχουν πιο ενδιαφέρουσες συνέπειες που προκύπτουν από αυτές. Έτσι, γνωρίζοντας την πυκνότητα του νερού και λαμβάνοντας ένα mole από αυτό, μπορούμε να υπολογίσουμε το μέγεθος του μορίου. Εδώ υποθέτουμε ότι γνωρίζουμε την ατομική μάζα του νερού και των μορίων άνθρακα. Έτσι, αν πάρουμε δώδεκα γραμμάρια για άνθρακα, τότε η μάζα του νερού προσδιορίζεται σύμφωνα με την αναλογική σχέση, είναι ίση με δεκαοκτώ γραμμάρια. Δεδομένου ότι η πυκνότητα του νερού είναι εύκολο να προσδιοριστεί, τα απαραίτητα δεδομένα για την εκτίμηση του μεγέθους ενός μορίου νερού είναι πλέον επαρκή. Οι υπολογισμοί δείχνουν ότι το μέγεθος ενός μορίου νερού είναι της τάξης των δέκατων του νανομέτρου.
Ενδιαφέρον και περαιτέρω ανάπτυξηΟ νόμος του Avogadro. Έτσι, ο Van't Hoff επέκτεινε τους νόμους των ιδανικών αερίων σε λύσεις. Η ουσία καταλήγει στην αναλογία των νόμων, αλλά τελικά αυτό κατέστησε δυνατό να ανακαλύψουμε τις μοριακές μάζες των ουσιών που θα ήταν πολύ δύσκολο να ληφθούν διαφορετικά.
Η μελέτη των ιδιοτήτων των αερίων επέτρεψε στον Ιταλό φυσικό A. Avogadro το 1811. διατύπωσε μια υπόθεση, η οποία στη συνέχεια επιβεβαιώθηκε από πειραματικά δεδομένα, και έγινε γνωστή ως νόμος του Avogadro: ίσοι όγκοι διαφορετικών αερίων υπό τις ίδιες συνθήκες (θερμοκρασία και πίεση) περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων.
Ένα σημαντικό συμπέρασμα προκύπτει από το νόμο του Avogadro: ένα mole οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες (0C (273 K) και πίεση 101,3 kPa ) καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρα. Αυτός ο όγκος περιέχει 6,02 10 23 μόρια αερίου (αριθμός Avogadro).
Από το νόμο του Avogadro προκύπτει επίσης ότι οι μάζες ίσων όγκων διαφορετικών αερίων στην ίδια θερμοκρασία και πίεση σχετίζονται μεταξύ τους με τις μοριακές μάζες αυτών των αερίων:
όπου m 1 και m 2 είναι μάζες,
Τα M 1 και M 2 είναι οι μοριακές μάζες του πρώτου και του δεύτερου αερίου.
Αφού η μάζα μιας ουσίας καθορίζεται από τον τύπο
όπου ρ είναι η πυκνότητα του αερίου,
V – όγκος αερίου,
τότε οι πυκνότητες των διαφόρων αερίων υπό τις ίδιες συνθήκες είναι ανάλογες με τις μοριακές τους μάζες. Η απλούστερη μέθοδος για τον προσδιορισμό της μοριακής μάζας των ουσιών σε αέρια κατάσταση βασίζεται σε αυτό το συμπέρασμα του νόμου του Avogadro.
.
Από αυτή την εξίσωση μπορούμε να προσδιορίσουμε τη μοριακή μάζα του αερίου:
.
2.4 Νόμος των ογκομετρικών σχέσεων
Οι πρώτες ποσοτικές μελέτες των αντιδράσεων μεταξύ αερίων ανήκαν στον Γάλλο επιστήμονα Gay-Lussac, συγγραφέα του περίφημου νόμου για τη θερμική διαστολή των αερίων. Μετρώντας τους όγκους των αερίων που αντέδρασαν και εκείνων που σχηματίστηκαν ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων, ο Gay-Lussac κατέληξε σε μια γενίκευση που είναι γνωστή ως ο νόμος των απλών αναλογιών όγκου: οι όγκοι των αερίων που αντέδρασαν σχετίζονται μεταξύ τους και οι όγκοι του προκύπτοντος αερίου προϊόντα αντίδρασης ως μικροί ακέραιοι αριθμοί ίσοι με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους .
Για παράδειγμα, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, όταν αλληλεπιδρούν δύο όγκοι υδρογόνου και ένας όγκος οξυγόνου, σχηματίζονται δύο όγκοι υδρατμών. Ο νόμος ισχύει στην περίπτωση που οι μετρήσεις όγκου πραγματοποιήθηκαν στην ίδια πίεση και την ίδια θερμοκρασία.
2.5 Νόμος των ισοδυνάμων
Η εισαγωγή στη χημεία των εννοιών "ισοδύναμο" και "μοριακή μάζα ισοδυνάμων" κατέστησε δυνατή τη διατύπωση ενός νόμου που ονομάζεται νόμος των ισοδυνάμων: Οι μάζες (όγκοι) των ουσιών που αντιδρούν μεταξύ τους είναι ανάλογες με τις μοριακές μάζες (όγκους) των ισοδυνάμων τους .
Αξίζει να σταθούμε στην έννοια του όγκου ενός mol ισοδυνάμων αερίου. Όπως προκύπτει από το νόμο του Avogadro, ένα mole οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες καταλαμβάνει όγκο ίσο με 22,4 μεγάλο. Αντίστοιχα, για τον υπολογισμό του όγκου ενός mol ισοδυνάμων αερίου, είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε τον αριθμό των γραμμομορίων ισοδυνάμων σε ένα mole. Δεδομένου ότι ένα mole υδρογόνου περιέχει 2 mole ισοδυνάμων υδρογόνου, 1 mole ισοδυνάμων υδρογόνου καταλαμβάνει τον όγκο υπό κανονικές συνθήκες:
3 Επίλυση τυπικών προβλημάτων
3,1 ΜοΙ. Μοριακή μάζα. Μοριακός όγκος
Εργασία 1.Πόσα mol θειούχου σιδήρου (II) περιέχονται σε 8,8 g FeS;
ΛύσηΠροσδιορίστε τη μοριακή μάζα (Μ) του θειούχου σιδήρου (II).
M(FeS)= 56 +32 = 8 8 g/mol
Ας υπολογίσουμε πόσα mole περιέχονται σε 8,8 g FeS:
n = 8,8 ∕ 88 = 0,1 mol.
Εργασία 2.Πόσα μόρια υπάρχουν σε 54 g νερού; Ποια είναι η μάζα ενός μορίου νερού;
ΛύσηΠροσδιορίστε τη μοριακή μάζα του νερού.
Μ(Η2Ο) = 18 g/mol.
Επομένως, 54 g νερού περιέχει 54/18 = 3 mol H 2 O. Ένα mole οποιασδήποτε ουσίας περιέχει 6,02 10 23 μόρια. Τότε 3 moles (54g H 2 O) περιέχουν 6,02 10 23 3 = 18,06 10 23 μόρια.
Ας προσδιορίσουμε τη μάζα ενός μορίου νερού:
m H2O = 18 ∕ (6,02 10 23) = 2,99 10 23 g.
Εργασία 3.Πόσα mole και μόρια περιέχονται σε 1 m 3 οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες;
Λύση 1 mole οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρων. Επομένως, 1 m3 (1000 l) θα περιέχει 44,6 moles αερίου:
n = 1000/ 22,4 = 44,6 mol.
1 mole οποιουδήποτε αερίου περιέχει 6,02 10 23 μόρια. Από αυτό προκύπτει ότι 1 m 3 οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες περιέχει
6,02 10 23 44,6 = 2,68 10 25 μόρια.
Εργασία 4.Έκφραση σε κρεατοελιές:
α) 6,02 10 22 μόρια C 2 H 2;
β) 1,80 10 24 άτομα αζώτου;
γ) 3,01 10 23 μόρια NH 3.
Ποια είναι η μοριακή μάζα αυτών των ουσιών;
ΛύσηΈνα mole είναι η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τον αριθμό των σωματιδίων από οποιαδήποτε ορισμένου τύπου, ίσο με τη σταθερά του Avogadro. Από εδώ
α)n C2H2 = 6,02 · 10 22 / 6,02 · 10 23 = 0,1 mol;
β) n N = 1,8 · 10 24 / 6,02 · 10 23 = 3 moles;
γ) n NH3 = 3,01 · 10 23 / 6,02 · 10 23 = 0,5 mol.
Η μοριακή μάζα μιας ουσίας σε γραμμάρια είναι αριθμητικά ίση με τη σχετική μοριακή της (ατομική) μάζα.
Επομένως, οι μοριακές μάζες αυτών των ουσιών είναι ίσες:
α) M(C2H2) = 26 g/mol;
β) Μ(Ν) = 14 g/mol;
γ) Μ(ΝΗ3) = 17 g/mol.
Εργασία 5.Προσδιορίστε τη μοριακή μάζα του αερίου εάν, υπό κανονικές συνθήκες, 0,824 g από αυτό καταλαμβάνουν όγκο 0,260 λίτρων.
ΛύσηΥπό κανονικές συνθήκες, 1 mole οποιουδήποτε αερίου καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρων. Υπολογίζοντας τη μάζα των 22,4 λίτρων αυτού του αερίου, διαπιστώνουμε τη μοριακή του μάζα.
0,824 g αερίου καταλαμβάνει όγκο 0,260 l
Τα X g αερίου καταλαμβάνουν όγκο 22,4 λίτρων
X = 22,4 · 0,824 ∕ 0,260 = 71 g.
Επομένως, η μοριακή μάζα του αερίου είναι 71 g/mol.
3.2 Ισοδύναμος. Συντελεστής ισοδυναμίας. Ισοδύναμα μοριακής μάζας
Εργασία 1. Υπολογίστε το ισοδύναμο, τον παράγοντα ισοδυναμίας και τη μοριακή μάζα των ισοδυνάμων H 3 PO 4 κατά τη διάρκεια αντιδράσεων ανταλλαγής που έχουν ως αποτέλεσμα το σχηματισμό όξινων και κανονικών αλάτων.
Λύση Ας γράψουμε τις εξισώσεις αντίδρασης για την αλληλεπίδραση του φωσφορικού οξέος με το αλκάλιο:
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O; (1)
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O; (2)
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)
Δεδομένου ότι το φωσφορικό οξύ είναι τριβασικό οξύ, σχηματίζει δύο όξινα άλατα (NaH 2 PO 4 - διόξινο φωσφορικό νάτριο και Na 2 HPO 4 - όξινο φωσφορικό νάτριο) και ένα μεσαίο άλας (Na 3 PO 4 - φωσφορικό νάτριο).
Στην αντίδραση (1), το φωσφορικό οξύ ανταλλάσσει ένα άτομο υδρογόνου για το μέταλλο, δηλ. συμπεριφέρεται σαν μονοβασικό οξύ, επομένως το f e (H 3 PO 4) στην αντίδραση (1) είναι ίσο με 1. E(N 3 PO 4) = H 3 PO 4; Me (H3PO4) = 1· M (H3PO4) = 98 g/mol.
Στην αντίδραση (2), το φωσφορικό οξύ ανταλλάσσει δύο άτομα υδρογόνου για το μέταλλο, δηλ. συμπεριφέρεται σαν διβασικό οξύ, επομένως το f e (H 3 PO 4) στην αντίδραση (2) είναι ίσο με 1/2. E(N 3 PO 4) = 1/2H 3 PO 4; M e (H 3 PO 4) = 1/2 · M (H 3 PO 4) = 49 g/mol.
Στην αντίδραση (3), το φωσφορικό οξύ συμπεριφέρεται σαν τριβασικό οξύ, επομένως το f e (H 3 PO 4) σε αυτή την αντίδραση είναι ίσο με 1/3. E(N 3 PO 4) = 1/3H 3 PO 4; Me (H3PO4) = 1/3 M (H3PO4) = 32,67 g/mol.
Πρόβλημα 2. Περίσσεια υδροξειδίου του καλίου εφαρμόστηκε σε διαλύματα: α) δισόξινο φωσφορικό κάλιο. β) νιτρικό διυδροξοβισμούθιο (III). Να γράψετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις αυτών των ουσιών με ΚΟΗ και να προσδιορίσετε τα ισοδύναμα, τους συντελεστές ισοδυναμίας και τις μοριακές μάζες των ισοδυνάμων τους.
ΛύσηΑς γράψουμε τις εξισώσεις των αντιδράσεων που συμβαίνουν:
KN 2 RO 4 + 2KON = K 3 RO 4 + 2 H 2 O;
Bi(OH) 2 NO 3 + KOH = Bi(OH) 3 + KNO 3.
Μπορούν να χρησιμοποιηθούν διάφορες προσεγγίσεις για τον προσδιορισμό του ισοδύναμου, του συντελεστή ισοδυναμίας και του ισοδυνάμου μοριακής μάζας.
Η πρώτη βασίζεται στο γεγονός ότι οι ουσίες αντιδρούν σε ισοδύναμες ποσότητες.
Το δισόξινο φωσφορικό κάλιο αντιδρά με δύο ισοδύναμα υδροξειδίου του καλίου, αφού Ε(ΚΟΗ) = ΚΟΗ. 1/2 KH 2 PO 4 αλληλεπιδρά με ένα ισοδύναμο ΚΟΗ, επομένως, E(KH 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4 ; f e (KH 2 PO 4) = 1/2; Me (KH 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 g/mol.
Το νιτρικό διυδροξοβισμούθιο (III) αντιδρά με ένα ισοδύναμο υδροξειδίου του καλίου, επομένως, E(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3; f e (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; Me (Bi(OH) 2NO 3) = 1 · M (Bi(OH) 2NO 3) = 305 g/mol.
Η δεύτερη προσέγγιση βασίζεται στο γεγονός ότι ο παράγοντας ισοδυναμίας μιας σύνθετης ουσίας είναι ίσος με ένα διαιρούμενο με τον αριθμό ισοδυναμίας, δηλ. τον αριθμό των διαμορφωμένων ή αναδιαρθρωμένων συνδέσεων.
Το δισόξινο φωσφορικό κάλιο, όταν αλληλεπιδρά με ΚΟΗ, ανταλλάσσει δύο άτομα υδρογόνου για το μέταλλο, επομένως, f e (KH 2 PO 4) = 1/2; E(KN 2 RO 4) = 1/2 KN 2 RO 4; M e (1/2 KN 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 g/mol.
Το νιτρικό διυδροξοβισμούθιο (III), όταν αντιδρά με υδροξείδιο του καλίου, ανταλλάσσει μία ομάδα NO 3 – επομένως, (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; E(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3; Me (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · Me (Bi(OH) 2 NO 3) = 305 g/mol.
Εργασία 3.Η οξείδωση 16,74 g δισθενούς μετάλλου παρήγαγε 21,54 g οξειδίου. Να υπολογίσετε τις μοριακές μάζες των ισοδυνάμων του μετάλλου και του οξειδίου του. Ποια είναι η μοριακή και η ατομική μάζα του μετάλλου;
RαπόφασηΣύμφωνα με το νόμο της διατήρησης της μάζας των ουσιών, η μάζα του μεταλλικού οξειδίου που σχηματίζεται κατά την οξείδωση ενός μετάλλου με οξυγόνο είναι ίση με το άθροισμα των μαζών του μετάλλου και του οξυγόνου.
Επομένως, η μάζα του οξυγόνου που απαιτείται για να σχηματιστεί 21,5 g οξειδίου κατά την οξείδωση 16,74 g μετάλλου θα είναι:
21,54 – 16,74 = 4,8 γρ.
Σύμφωνα με το νόμο των ισοδυνάμων
m Me ∕ M e (Me) = mO 2 ∕ M e (O 2); 16,74 ∕ M e (Me) = 4,8 ∕ 8.
Επομένως, M e (Me) = (16,74 8) ∕ 4,8 = 28 g/mol.
Η μοριακή μάζα του ισοδυνάμου οξειδίου μπορεί να υπολογιστεί ως το άθροισμα των μοριακών μαζών του μετάλλου και των ισοδυνάμων οξυγόνου:
Me(MeO) = M e (Me) + M e (O 2) = 28 + 8 + 36 g/mol.
Η μοριακή μάζα ενός δισθενούς μετάλλου είναι:
M (Me) = Me (Me) ∕ fe(Me) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 g/mol.
Η ατομική μάζα του μετάλλου (A r (Me)), εκφρασμένη σε amu, είναι αριθμητικά ίση με τη μοριακή μάζα A r (Me) = 56 amu.
