Introducción 2
1.Ley 3 de Avogadro
2. Leyes de los gases 6
3. Consecuencias de la ley de Avogadro 7
4.Problemas sobre la ley de Avogadro 8
Conclusión 11
Referencias 12
Introducción
Anticipar los resultados del experimento, sentir comienzo general, predecir un patrón: esto marca la creatividad de muchos científicos. La mayoría de las veces, los pronósticos se extienden sólo al área en la que participa el investigador, y no todos tienen la determinación de dar un paso adelante con valentía en sus predicciones. A veces el coraje puede dar la capacidad de razonar lógicamente.
1.Ley de Avogadro
En 1808, Gay-Lussac (junto con el naturalista alemán Alexander Humboldt) formuló la llamada ley de las relaciones volumétricas, según la cual la relación entre los volúmenes de los gases que reaccionan se expresa en números enteros simples. Por ejemplo, 2 volúmenes de hidrógeno se combinan con 1 volumen de hidrógeno para producir 2 volúmenes de vapor de agua; 1 volumen de cloro se combina con 1 volumen de hidrógeno, dando 2 volúmenes de cloruro de hidrógeno, etc. Esta ley proporcionó pocos beneficios a los científicos en ese momento, ya que no había consenso sobre de qué están hechas las partículas de diferentes gases. No había una distinción clara entre conceptos como átomo, molécula y corpúsculo.
En 1811, Avogadro, tras analizar cuidadosamente los resultados de los experimentos de Gay-Lussac y otros científicos, llegó a la conclusión de que la ley de las relaciones volumétricas nos permite comprender cómo se "estructuran" las moléculas de gas. "La primera hipótesis", escribió, "que surge en relación con esto y que parece ser la única aceptable, es la suposición de que el número de moléculas constituyentes de cualquier gas es siempre el mismo en el mismo volumen..." Y las "moléculas compuestas" (ahora simplemente las llamamos moléculas), según Avogadro, consisten en partículas más pequeñas: átomos.
Tres años más tarde, Avogadro expuso aún más claramente su hipótesis y la formuló en forma de una ley que lleva su nombre: “Volúmenes iguales de sustancias gaseosas a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas, de modo que la densidad de diferentes Los gases sirven como medida de la masa de sus moléculas..." Esta adición era muy importante: significaba que midiendo la densidad de diferentes gases, era posible determinar las masas relativas de las moléculas que los componen. De hecho, si 1 litro de hidrógeno contiene el mismo número de moléculas que 1 litro de oxígeno, entonces la relación de las densidades de estos gases es igual a la relación de las masas de las moléculas. Avogadro enfatizó que las moléculas de los gases no necesariamente tienen que estar compuestas de un solo átomo, sino que pueden contener varios átomos, idénticos o diferentes. (Para ser justos, hay que decir que en 1814 el famoso físico francés A.M. Ampère, independientemente de Avogadro, llegó a las mismas conclusiones).
En la época de Avogadro, su hipótesis no podía demostrarse teóricamente. Pero esta hipótesis brindó una oportunidad simple para determinar experimentalmente la composición de las moléculas de compuestos gaseosos y determinar su masa relativa. Intentemos rastrear la lógica de tal razonamiento. El experimento muestra que los volúmenes de hidrógeno, oxígeno y vapor de agua que se forman a partir de estos gases están en una proporción de 2:1:2. De este hecho se pueden sacar diferentes conclusiones. Primero: las moléculas de hidrógeno y oxígeno constan de dos átomos (H 2 y O 2), y una molécula de agua consta de tres, y luego la ecuación 2H 2 + O 2 → 2H 2 O es cierta. Pero también es posible la siguiente conclusión: las moléculas de hidrógeno son monoatómicas y las moléculas de oxígeno y agua son diatómicas, y entonces la ecuación 2H + O 2 → 2HO con la misma relación de volumen 2:1:2 es verdadera. En el primer caso, de la relación de las masas de hidrógeno y oxígeno en el agua (1:8) se deducía que la masa atómica relativa del oxígeno era igual a 16, y en el segundo, que era igual a 8. De esta manera, incluso 50 años después del trabajo de Gay-Lussac, algunos científicos continuaron insistiendo en el hecho de que la fórmula del agua es HO, y no H 2 O. Otros creían que la fórmula correcta es H 2 O 2. En consecuencia, en varias tablas la masa atómica del oxígeno se consideró igual a 8.
Sin embargo, había una forma sencilla de elegir la correcta entre dos suposiciones. Para ello sólo fue necesario analizar los resultados de otros experimentos similares. Por lo tanto, de ellos se dedujo que volúmenes iguales de hidrógeno y cloro dan el doble del volumen de cloruro de hidrógeno. Este hecho rechazó inmediatamente la posibilidad de que el hidrógeno fuera monoatómico: reacciones como H + Cl → HCl, H + Cl 2 → HCl 2 y similares no producen un doble volumen de HCl. Por tanto, las moléculas de hidrógeno (y también las de cloro) están formadas por dos átomos. Pero si las moléculas de hidrógeno son diatómicas, entonces las moléculas de oxígeno también lo son, y las moléculas de agua tienen tres átomos y su fórmula es H 2 O. Es sorprendente que argumentos tan simples durante décadas no hayan podido convencer a algunos químicos de la validez de la teoría de Avogadro. que para varios pasó prácticamente desapercibida durante décadas.
Esto se debe en parte a la falta en aquellos días de un registro sencillo y claro de fórmulas y ecuaciones de reacciones químicas. Pero lo principal es que el oponente de la teoría de Avogadro fue el famoso químico sueco Jens Jakob Berzelius, que tenía una autoridad incuestionable entre los químicos de todo el mundo. Según su teoría, todos los átomos tienen cargas eléctricas y las moléculas están formadas por átomos con cargas opuestas que se atraen entre sí. Se creía que los átomos de oxígeno tienen una fuerte carga negativa y los átomos de hidrógeno tienen una carga positiva. Desde el punto de vista de esta teoría, ¡era imposible imaginar una molécula de oxígeno formada por dos átomos igualmente cargados! Pero si las moléculas de oxígeno son monoatómicas, entonces en la reacción del oxígeno con el nitrógeno: N + O → NO la relación de volumen debería ser 1:1:1. Y esto contradecía el experimento: 1 litro de nitrógeno y 1 litro de oxígeno daban 2 litros de NO. Sobre esta base, Berzelius y la mayoría de los demás químicos rechazaron la hipótesis de Avogadro por considerarla inconsistente con los datos experimentales.
La hipótesis de Avogadro fue revivida y convencida a los químicos de su validez a finales de la década de 1850 por el joven químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910). Aceptó las fórmulas correctas (dobles) para las moléculas de elementos gaseosos: H 2, O 2, Cl 2, Br 2, etc. y concilió la hipótesis de Avogadro con todos los datos experimentales. “La piedra angular de la teoría atómica moderna”, escribió Cannizzaro, “es la teoría de Avogadro... Esta teoría representa el punto de partida más lógico para la explicación de las ideas básicas sobre las moléculas y los átomos y para la prueba de estos últimos... Al principio parecía que los hechos físicos estaban en desacuerdo con la teoría de Avogadro y Ampere, de modo que fue dejada de lado y pronto olvidada; pero luego los químicos, por la lógica misma de su investigación y como resultado de la evolución espontánea de la ciencia, imperceptiblemente para ellos, fueron conducidos a la misma teoría... ¿Quién no ve en este largo e inconsciente torbellino de la ciencia alrededor y ¿En la dirección del objetivo fijado una prueba decisiva a favor de la teoría de Avogadro y Ampere? Una teoría a la que se llegó partiendo de puntos diferentes e incluso opuestos, una teoría que permitió prever muchos hechos confirmados por la experiencia, debe ser algo más que una simple invención científica. Debe ser... la verdad misma."
D.I. Mendeleev escribió sobre las acaloradas discusiones de esa época: “En los años 50, algunos tomaban O = 8, otros O = 16, si H = 1. El agua para el primero era HO, el peróxido de hidrógeno HO 2, para el segundo, como ahora. , agua H 2 O, peróxido de hidrógeno H 2 O 2 o H O. Reinaba la confusión y la confusión. En 1860, químicos de todo el mundo se reunieron en Karlsruhe para llegar a un acuerdo y uniformidad en un congreso. Habiendo estado presente en este congreso, recuerdo bien cuán grande era el desacuerdo, cómo el acuerdo condicional fue custodiado con la mayor dignidad por las luminarias de la ciencia, y cómo entonces los seguidores de Gerard, encabezados por el profesor italiano Cannizzaro, persiguieron ardientemente la consecuencias de la ley de Avogadro”.
Después de que la hipótesis de Avogadro fuera generalmente aceptada, los científicos pudieron no sólo determinar correctamente la composición de las moléculas de compuestos gaseosos, sino también calcular las masas atómicas y moleculares. Este conocimiento ayudó a calcular fácilmente las proporciones de masa de los reactivos en reacciones químicas. Estas relaciones eran muy convenientes: al medir la masa de sustancias en gramos, los científicos parecían estar trabajando con moléculas. Una cantidad de una sustancia numéricamente igual a la masa molecular relativa, pero expresada en gramos, se denominaba molécula de gramo o mol (la palabra "mol" fue acuñada a principios del siglo XX por el premio Nobel de química física alemana Wilhelm Ostwald (1853-1932); contiene la misma raíz que la palabra "molécula" y proviene del latín moles - masa, masa con un sufijo diminutivo). También se midió el volumen de un mol de una sustancia en estado gaseoso: en condiciones normales (es decir, a una presión de 1 atm = 1,013 · 10 5 Pa y una temperatura de 0°C) es igual a 22,4 litros (siempre que el gas cercano al ideal). El número de moléculas en un mol comenzó a llamarse constante de Avogadro (generalmente se denota norte A). Esta definición de topo persistió durante casi un siglo.
Actualmente, un mol se define de otra manera: es la cantidad de una sustancia que contiene la misma cantidad elementos estructurales(pueden ser átomos, moléculas, iones u otras partículas) cuántos hay en 0,012 kg de carbono-12. En 1971, por decisión de la 14ª Conferencia General de Pesos y Medidas, el mol se introdujo en el Sistema Internacional de Unidades (SI) como séptima unidad básica.
Incluso en la época de Cannizzaro era obvio que, dado que los átomos y las moléculas son muy pequeños y nadie los había visto nunca, la constante de Avogadro debía ser muy grande. Con el tiempo, aprendieron a determinar el tamaño de las moléculas y el valor. norte R: al principio de forma muy aproximada, luego cada vez con mayor precisión. En primer lugar, entendieron que ambas cantidades están relacionadas entre sí: cuanto más pequeños son los átomos y las moléculas, mayor es el número de Avogadro. El tamaño de los átomos fue evaluado por primera vez por el físico alemán Joseph Loschmidt (1821-1895). Basándose en la teoría cinética molecular de los gases y en datos experimentales sobre el aumento de volumen de los líquidos durante su evaporación, calculó en 1865 el diámetro de la molécula de nitrógeno. Se le ocurrió 0,969 nm (1 nanómetro es una milmillonésima de metro) o, como escribió Loschmidt, "el diámetro de una molécula de aire se redondea a una millonésima de milímetro". Esto es aproximadamente tres veces el valor moderno, lo que era un buen resultado para esa época. El segundo artículo de Loschmidt, publicado el mismo año, también da el número de moléculas en 1 cm 3 de gas, que desde entonces se denomina constante de Loschmidt ( norte l). Es fácil sacarle valor. norte A, multiplicado por el volumen molar de un gas ideal (22,4 l/mol).
La constante de Avogadro se ha determinado mediante muchos métodos. Por ejemplo, del color azul del cielo se deduce que luz del sol se disipa en el aire. Como demostró Rayleigh, la intensidad de la dispersión de la luz depende del número de moléculas de aire por unidad de volumen. Midiendo la relación entre las intensidades de la luz solar directa y la luz dispersada del cielo azul, se puede determinar la constante de Avogadro. Por primera vez, estas mediciones fueron realizadas por el matemático y destacado político italiano Quintino Sella (1827-1884) en la cima del Monte Rosa (4634 m), en el sur de Suiza. Los cálculos realizados sobre la base de estas y otras mediciones similares mostraron que 1 mol contiene aproximadamente 6,10 23 partículas.
El científico francés Jean Perrin (1870-1942) utilizó otro método. Bajo un microscopio, contó el número de diminutas bolas (de aproximadamente 1 micrón de diámetro) de goma de mascar, una sustancia relacionada con el caucho y obtenida de la savia de algunos árboles tropicales, suspendidas en agua. Perrin creía que las mismas leyes que gobiernan las moléculas de gas se aplican a estas bolas. En este caso, es posible determinar la “masa molar” de estas bolas; y conociendo la masa de una bola individual (a diferencia de la masa de las moléculas reales, ésta se puede medir), fue fácil calcular la constante de Avogadro. Perrin obtuvo aproximadamente 6,8 · 10 · 23.
El significado moderno de esta constante. norte A = 6.0221367·10 23.
La constante de Avogadro es tan grande que resulta difícil de imaginar. Por ejemplo, si un balón de fútbol se agranda norte Y como tiene volumen, el mundo cabe en él. si en norte Y si aumentas el diámetro de la bola, ¡en ella cabrá la galaxia más grande que contiene cientos de miles de millones de estrellas! Si viertes un vaso de agua en el mar y esperas hasta que esta agua se distribuya uniformemente por todos los mares y océanos, hasta el fondo, entonces, tomando un vaso de agua en cualquier parte del mundo, varias docenas de moléculas de agua que alguna vez estuvieron Seguramente caerá en un vaso. Si se toma un mol de billetes de un dólar, cubrirán todos los continentes con una densa capa de 2 kilómetros...
2. Leyes de los gases
La relación entre presión y volumen de un gas ideal a temperatura constante se muestra en la figura. 1.
La presión y el volumen de una muestra de gas son inversamente proporcionales, es decir, sus productos tienen un valor constante: pV = const. Esta relación se puede escribir de una forma más conveniente para resolver problemas:
p1V1 = p2V2 (ley de Boyle-Mariotte).
Imaginemos que 50 litros de gas (V1), bajo una presión de 2 atm (p1), se comprimen hasta un volumen de 25 litros (V2), entonces su nueva presión será igual a:
z
La dependencia de las propiedades de los gases ideales de la temperatura está determinada por la ley de Gay-Lussac: el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (a masa constante: V = kT, donde k es el coeficiente de proporcionalidad). Esta proporción generalmente se escribe en más forma conveniente para resolver problemas:
Por ejemplo, si 100 litros de gas a una temperatura de 300 K se calientan a 400 K sin cambiar la presión, entonces a una temperatura más alta el nuevo volumen de gas será igual a
z
la escritura de la ley combinada de los gases pV/T= = const se puede transformar en la ecuación de Mendeleev-Clapeyron:
donde R es la constante universal de los gases, a es el número de moles de gas.
Ud.
La ecuación de Mendeleev-Clapeyron permite una amplia variedad de cálculos. Por ejemplo, se puede determinar el número de moles de gas a una presión de 3 atm y una temperatura de 400 K, ocupando un volumen de 70 l:
Una de las consecuencias de la ley unificada de los gases: Volúmenes iguales de diferentes gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas. Esta es la ley de Avogadro.
Un corolario importante también se desprende de la ley de Avogadro: las masas de dos volúmenes idénticos de gases diferentes (naturalmente, a la misma presión y temperatura) están relacionadas como sus masas moleculares:
m1/m2 = M1/M2 (m1 y m2 son las masas de los dos gases);
M1IM2 representa la densidad relativa.
La ley de Avogadro se aplica sólo a los gases ideales. En condiciones normales, los gases difíciles de comprimir (hidrógeno, helio, nitrógeno, neón, argón) pueden considerarse ideales. Para el monóxido de carbono (IV), amoníaco y óxido de azufre (IV), las desviaciones de la idealidad ya se observan en condiciones normales y aumentan al aumentar la presión y disminuir la temperatura.
3. Consecuencias de la ley de Avogadro
4.Problemas sobre la ley de Avogadro
Problema 1
A 25 °C y una presión de 99,3 kPa (745 mm Hg), cierto gas ocupa un volumen de 152 cm3. Encuentre qué volumen ocupará el mismo gas a 0 °C y una presión de 101,33 kPa.
Solución
Sustituyendo los datos del problema en la ecuación (*) obtenemos:
Vo = PVTo / TPo = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 cm3.
Problema 2
Exprese la masa de una molécula de CO2 en gramos.
Solución
El peso molecular del CO2 es 44,0 uma. Por tanto, la masa molar de CO2 es 44,0 g/mol. 1 mol de CO2 contiene 6,02*1023 moléculas. De aquí encontramos la masa de una molécula: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31 * 10-23 g.
Tarea 3
Determine el volumen que ocupará el nitrógeno que pesa 5,25 g a 26 °C y una presión de 98,9 kPa (742 mm Hg).
Solución
Determine la cantidad de N2 contenida en 5,25 g: 5,25 / 28 = 0,1875 mol,
V, = 0,1875*22,4 = 4,20 dm3. Luego llevamos el volumen resultante a las condiciones especificadas en el problema: V = PoVoT / PTo = 101,3 * 4,20 * 299 / 98,9 * 273 = 4,71 dm3.
Problema 4
El monóxido de carbono ("monóxido de carbono") es un contaminante del aire peligroso. Reduce la capacidad de la hemoglobina sanguínea para transportar oxígeno, provoca enfermedades del sistema cardiovascular y reduce la actividad cerebral. Debido a la combustión incompleta de combustibles naturales, cada año se forman en la Tierra 500 millones de toneladas de CO. Determine qué volumen (en condiciones normales) ocupará el monóxido de carbono formado en la Tierra por este motivo.
Solución
Escribamos la condición del problema en forma de fórmula:
m(CO) = 500 millones de toneladas = 5. 1014 gramos
M(CO) = 28 g/mol
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
V(CO) = ? (Bien.)
Para resolver el problema se utilizan ecuaciones que relacionan la cantidad de una sustancia, masa y masa molar:
m(CO) / M(CO) = n(CO),
así como la cantidad de sustancia gaseosa, su volumen y volumen molar:
V (CO) / VM = n(CO)
Por lo tanto: m(CO) / M(CO) = V (CO) / VM, por tanto:
V(CO) = (VM . m(CO)) / M(CO) = (22.4. 5. 1014) / 28
[(l/mol) . g/(g/mol)] = 4 . 1014 litros = 4. 1011 m3 = 400 km3
Problema 5
Calcule el volumen ocupado (en cero) por una porción del gas necesario para respirar si esta porción contiene 2,69 . 1022 moléculas de este gas. ¿Qué gas es este?
Solución.
El gas necesario para respirar es, por supuesto, oxígeno. Para resolver el problema, primero escribimos su condición en forma de fórmula:
N(O2) = 2,69. 1022 (moléculas)
VM = 22,4 l/mol (n.s.)
ND = 6,02. 1023 mol--1
V(O2) = ? (Bien.)
Para resolver el problema se utilizan ecuaciones que relacionan el número de partículas N(O2) en una porción dada de una sustancia n(O2) y el número de Avogadro NA:
n(O2) = N(O2) / NA,
así como la cantidad, volumen y volumen molar de la sustancia gaseosa (n.s.):
n(O2) = V(O2) / VM
Por tanto: V(O2) = VM. n(O2) = (VM . N(O2)) / NA = (22,4 . 2,69 . 1022) : (6,02 . 1023) [(l/mol) : mol--1] = 1, 0 l
Respuesta. Una porción de oxígeno, que contiene el número de moléculas especificadas en la condición, ocupa el no. volumen 1 litro.
Problema 6
El dióxido de carbono con un volumen de 1 litro en condiciones normales tiene una masa de 1,977 g ¿Cuál es el volumen real de un mol de este gas (en condiciones normales)? Explica tu respuesta.
Solución
Masa molar M (CO2) = 44 g/mol, luego volumen del mol 44/1,977 = 22,12 (l). Este valor es inferior al aceptado para los gases ideales (22,4 l). La disminución del volumen se asocia con un aumento de la interacción entre las moléculas de CO2, es decir, una desviación de la idealidad.
Problema 7
Se calienta cloro gaseoso que pesa 0,01 g, ubicado en una ampolla sellada con un volumen de 10 cm3, de 0 a 273oC. ¿Cuál es la presión inicial del cloro a 0°C y a 273°C?
Solución
Sr(Cl2) =70,9; por tanto, 0,01 g de cloro corresponden a 1,4·10-4 moles. El volumen de la ampolla es de 0,01 l. Usando la ecuación de Mendeleev-Clapeyron pV=vRT, encontramos la presión inicial del cloro (p1) a 0oC:
de manera similar encontramos la presión del cloro (p2) a 273oC: p2 = 0,62 atm.
Tarea 8
¿Cuál es el volumen que ocupan 10 g de monóxido de carbono (II) a una temperatura de 15°C y una presión de 790 mm Hg? Arte.?
Solución
Problema 8
El gas de las minas de fuego o metano CH 4 es un verdadero desastre para los mineros. Sus explosiones en las minas provocan una gran destrucción y pérdida de vidas. G. Davy inventó una lámpara de minero segura. En él, la llama estaba rodeada por una malla de cobre y no escapaba más allá de sus límites, por lo que el metano no se calentaba hasta la temperatura de ignición. La victoria sobre el grisú es considerada una hazaña civil por G. Davy.
Si la cantidad de sustancia metano en el no. es igual a 23,88 moles, entonces ¿cuál es el volumen de este gas calculado en litros?
Solución
V = 23,88 moles * 22,4 l/mol = 534,91 l
Problema 9
Cualquiera que haya encendido alguna vez una cerilla conoce el olor del dióxido de azufre SO2. Este gas es muy soluble en agua: se pueden disolver 42 litros de dióxido de azufre en 1 litro de agua. Determine la masa de dióxido de azufre que se puede disolver en 10 litros de agua.
Solución
ν = V/V m V=ν * V m m = ν * M
42 l de SO 2 se disuelven en 1 litro de agua
x l SO 2 - en 10 l de agua
x = 42* 10/1 = 420 litros
ν = 420 l/ 22,4 l/mol = 18,75 mol
m = 18,75 moles * 64 g/mol = 1200 g
Problema 10
En una hora, un adulto exhala aproximadamente 40 g de dióxido de carbono. Determine el volumen (nº) de una masa dada de este gas.
Solución
m = ν * M ν = m/M V=ν * V m
ν(CO 2) = 40 g / 44 g/mol = 0,91 mol
V(CO2) =0,91 mol * 22,4 l/mol = 20,38 l
Conclusión
Desde entonces, los méritos de Avogadro como uno de los fundadores de la teoría molecular han recibido reconocimiento universal. La lógica de Avogadro resultó impecable, lo que luego fue confirmado por J. Maxwell con cálculos basados en la teoría cinética de los gases; luego se obtuvo confirmación experimental (por ejemplo, basada en el estudio del movimiento browniano), y también se encontró cuántas partículas contiene un mol de cada gas. Esta constante, 6,022 · 1023, se llamó número de Avogadro, inmortalizando el nombre del perspicaz investigador.
Referencias
Butskus P.F. Libro de lectura sobre química orgánica.. Manual para alumnos de 10º grado / comp. Butskus P.F. – 2do. ed., revisado.
– M.: Educación, 1985. Bykov G.V. Amedeo Avogadro: Bosquejo de vida y obra
. M.: Nauka, 1983.. Glinka n.l. quimica general
Uh. manual para universidades .– L.: Química, 1983.
Kristman V.A. Robert Boyle, John Dalton, Amedeo Avogadro. Los creadores de la ciencia molecular en química.
. Moscú, 1976. Kuznetsov V.I.
Química general. Tendencias de desarrollo .– M.: Escuela superior.
Makárov K. A. Química y salud. Ilustración, 1985.
Mario Liuzzi.
historia de la física
.
Moscú, 1970.
De hecho, dado que 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de moléculas, igual a , entonces, obviamente, sus volúmenes en estado gaseoso en las mismas condiciones serán los mismos. Así, en condiciones normales (n.s.), es decir A presión y temperatura, el volumen molar de varios gases será 
. La cantidad de sustancia, el volumen y el volumen molar de los gases se pueden relacionar entre sí en el caso general mediante una relación de la forma:
desde donde, respectivamente:
En general, se distinguen condiciones normales (n.s.):
Las condiciones estándar incluyen:
Para convertir la temperatura en la escala Celsius a temperatura en la escala Kelvin, utilice la siguiente relación:
La masa del gas en sí se puede calcular a partir del valor de su densidad, es decir
Porque como se muestra arriba:
entonces es obvio:
desde donde, respectivamente:
De las relaciones anteriores de la forma:
después de la sustitución en la expresión:
también se sigue que:
desde donde, respectivamente:
y así tenemos:
Dado que en condiciones normales 1 mol de cualquier cosa ocupa un volumen igual a:
entonces en consecuencia:
La relación obtenida de esta manera es muy importante para comprender el segundo corolario de la ley de Avogadro, que a su vez está directamente relacionado con un concepto como la densidad relativa de los gases. En general, la densidad relativa de los gases es un valor que muestra cuántas veces un gas es más pesado o más ligero que otro, es decir ¿Cuántas veces la densidad de un gas es mayor o menor que la densidad de otro, es decir? tenemos una relación de la forma:
Entonces, para el primer gas tenemos:
respectivamente para el segundo gas:
entonces es obvio:
y así:
En otras palabras, la densidad relativa de un gas es la relación entre la masa molecular del gas en estudio y la masa molecular del gas con el que se realiza la comparación. La densidad relativa de un gas es una cantidad adimensional. Por tanto, para calcular la densidad relativa de un gas respecto de otro, basta con conocer las masas moleculares relativas de estos gases. Para dejar claro con qué gas se realiza la comparación, se proporciona un índice. Por ejemplo, quiere decir que se hace una comparación con el hidrógeno y luego hablan de la densidad del gas en términos de hidrógeno, sin usar la palabra “relativo”, tomándolo como por defecto. Las mediciones se realizan de manera similar, utilizando aire como gas de referencia. En este caso indicar que la comparación del gas en estudio se realiza con el aire. En este caso, se considera que la masa molecular promedio del aire es 29, y dado que la masa molecular relativa y la masa molar son numéricamente iguales, entonces:
fórmula química El gas que se está probando se coloca uno al lado del otro entre paréntesis, por ejemplo:
y se lee como: la densidad del cloro por el hidrógeno. Conociendo la densidad relativa de un gas en relación con otro, es posible calcular tanto la masa molecular como molar del gas, incluso si se desconoce la fórmula de la sustancia. Todas las proporciones anteriores se refieren a las llamadas condiciones normales.
La lección está dedicada al estudio de la ley de Avogadro, que se aplica solo a sustancias gaseosas y permite comparar el número de moléculas en porciones de sustancias gaseosas. Aprenderá cómo, basándose en esta ley, puede sacar una conclusión sobre la composición de las moléculas de gas y familiarizarse con los modelos de moléculas de algunas sustancias.
Tema: Ideas químicas iniciales.
Lección: Ley de Avogadro. Composición de moléculas
EN sólidos, en comparación con los líquidos y especialmente los gases, las partículas de materia están estrechamente interconectadas, a distancias cortas. En las sustancias gaseosas, las distancias entre moléculas son tan grandes que prácticamente se elimina la interacción entre ellas.
Arroz. 1. Modelos de la estructura de la materia en diferentes estados de agregación.
En ausencia de interacción entre moléculas, no aparece su individualidad. Esto significa que podemos suponer que las distancias entre las moléculas de cualquier gas son las mismas. Pero siempre que estos gases estén en las mismas condiciones, a la misma presión y temperatura.
Dado que las distancias entre las moléculas de un gas son iguales, significa que volúmenes iguales de gases contienen numero igual moléculas. Esta suposición fue hecha en 1811 por el científico italiano Amedeo Avogadro. Posteriormente, se demostró su suposición y se denominó ley de Avogadro.
Avogadro utilizó su hipótesis para explicar los resultados de experimentos con sustancias gaseosas. En el proceso de razonamiento, pudo sacar importantes conclusiones sobre la composición de las moléculas de determinadas sustancias.
Consideremos los resultados de los experimentos a partir de los cuales Avogadro pudo modelar las moléculas de algunas sustancias.
Ya sabes que al pasar por el agua corriente eléctrica, el agua se descompone en dos sustancias gaseosas: hidrógeno y oxígeno.
Realizaremos un experimento sobre la descomposición del agua en un electrolizador. Cuando una corriente eléctrica pasa a través del agua, comenzarán a liberarse gases en los electrodos, que desplazarán el agua de los tubos de ensayo. Los gases saldrán limpios porque no hay aire en los tubos de ensayo llenos de agua. Además, el volumen de hidrógeno liberado será 2 veces mayor que el volumen de oxígeno liberado.
¿Qué conclusión sacó Avogadro de esto? Si el volumen de hidrógeno es el doble del volumen de oxígeno, entonces también se forman 2 veces más moléculas de hidrógeno. Por tanto, en una molécula de agua hay un átomo de oxígeno por cada dos átomos de hidrógeno.
Consideremos los resultados de otros experimentos que nos permiten hacer suposiciones sobre la estructura de las moléculas de sustancias. Se sabe que la descomposición de 2 litros de amoníaco produce 1 litro de nitrógeno y 3 litros de hidrógeno (Fig. 2).
Arroz. 2. Relación de volúmenes de gases que participan en la reacción.
De esto podemos concluir que en una molécula de amoníaco hay tres átomos de hidrógeno por cada átomo de nitrógeno. Pero ¿por qué entonces la reacción no requirió 1 litro de amoníaco, sino 2 litros?
Si utilizamos los modelos de moléculas de hidrógeno y amoníaco propuestos por D. Dalton, obtenemos un resultado que contradice el experimento, porque De 1 átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno obtendrás solo 1 molécula de amoníaco. Así, según la ley de Avogadro, el volumen de amoníaco descompuesto en este caso será igual a 1 litro.
Arroz. 3. Explicación de los resultados experimentales desde la perspectiva de la teoría de D. Dalton
Si suponemos que cada molécula de hidrógeno y nitrógeno consta de dos átomos, entonces el modelo no contradice el resultado experimental. En este caso, a partir de dos moléculas de amoníaco se forman una molécula de nitrógeno y tres moléculas de hidrógeno.
Arroz. 4. Modelo de reacción de descomposición del amoníaco.
Consideremos los resultados de otro experimento. Se sabe que cuando 1 litro de oxígeno interactúa con 2 litros de hidrógeno, se forman 2 litros de vapor de agua (ya que la reacción se lleva a cabo a una temperatura superior a 100 C). ¿Qué conclusión se puede sacar sobre la composición de las moléculas de oxígeno, hidrógeno y agua? Esta relación se puede explicar si asumimos que las moléculas de hidrógeno y oxígeno constan de dos átomos:
Arroz. 5. Modelo de reacción entre hidrógeno y oxígeno.
A partir de dos moléculas de hidrógeno y 1 molécula de oxígeno se forman 2 moléculas de agua.
1. Colección de problemas y ejercicios de química: 8º grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros “Química, octavo grado” / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.
2. Ushakova O.V. Libro de trabajo en química: 8vo grado: al libro de texto P.A. Orzhekovsky y otros “Química. 8vo grado” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; bajo. ed. profe. PENSILVANIA. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 26-27)
3. Química: 8º grado: libro de texto. para educación general instituciones / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§11)
4. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química/Capítulo. ed.V.A. Volodin, Ved. científico ed. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.
Recursos web adicionales
1. Colección unificada de recursos educativos digitales ().
2. Versión electrónica de la revista “Química y Vida” ().
Tarea
1. p.67 No. 2 Del libro de texto "Química: octavo grado" (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).
2. №45 de la Colección de problemas y ejercicios de química: 8vo grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros “Química, octavo grado” / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.
Amedeo Avogadro fue uno de los físicos y químicos italianos del siglo XIX. Hay que decir que recibió una educación jurídica, pero su deseo por las matemáticas y la física lo impulsó a estudiar estas ciencias de forma independiente. Y en este asunto lo logró.
A los treinta años, Avogadro se convirtió en profesor de física en uno de los liceos universitarios de la época. Más tarde se convertiría en profesor de matemáticas en la universidad. Sin embargo, Avogadro no es conocido en absoluto por su exitosa carrera como profesor de ciencias exactas, que dominó de forma independiente, se le conoce principalmente como científico y como una persona que expresó una de las hipótesis fundamentales. quimica fisica. Sugirió que si tomamos volúmenes iguales de dos gases ideales diferentes a la misma presión y temperatura, entonces estos volúmenes contendrán el mismo número de moléculas. Posteriormente, la hipótesis fue confirmada y hoy se puede probar mediante cálculos teóricos. Hoy esta regla se llama ley de Avogadro. Además, en su honor recibió su nombre un determinado número constante, el llamado número de Avogadro, del que hablaremos más adelante.
El número de Avogadro.
Todas las sustancias constan de algún tipo de elementos estructurales, por regla general, son moléculas o átomos, pero esto no es importante. ¿Qué debería pasar cuando mezclamos dos sustancias y reaccionan? Es lógico que un elemento estructural, un ladrillo, de una sustancia reaccione con un elemento estructural, un ladrillo, de otra sustancia. Por tanto, durante una reacción completa, el número de elementos de ambas sustancias debe ser el mismo, aunque el peso y volumen de las preparaciones pueden diferir. Así, cualquier reacción química debe contener la misma cantidad de elementos estructurales de cada sustancia, o estos números deben ser proporcionales a algún número. El valor de este número no tiene ninguna importancia, pero luego decidieron tomar doce gramos de carbono-12 como base y calcular el número de átomos que contiene. Es aproximadamente seis veces diez elevado a la veintitrés potencia. Si una sustancia contiene tal cantidad de elementos estructurales, entonces hablamos de un mol de sustancia. En consecuencia, todo reacciones quimicas en los cálculos teóricos se escriben en moles, es decir, se mezclan moles de sustancias.
Como se mencionó anteriormente, el valor del número de Avogadro no es, en principio, importante, pero se determina físicamente. Desde experimentos en en este momento tienen una precisión insuficiente, entonces numero dado se aclara todo el tiempo. Por supuesto, se puede esperar que algún día se calcule con absoluta precisión, pero hasta ahora esto está lejos de suceder. Hasta la fecha, la última aclaración se realizó en 2011. Además, ese mismo año se adoptó una resolución sobre cómo escribir correctamente este número. Dado que se perfecciona constantemente, hoy se escribe como 6,02214X multiplicado por diez elevado a la vigésima tercera potencia. Esta cantidad de elementos estructurales está contenida en un mol de una sustancia. La letra "X" en esta entrada indica que se está especificando el número, es decir, el valor de X se especificará en el futuro.
ley de avogadro
Al principio de este artículo mencionamos la Ley de Avogadro. Esta regla dice que el número de moléculas es el mismo. En este caso, tiene sentido relacionar esta ley con el número o mol de Avogadro. Entonces la ley de Avogadro afirmará que un mol de cada gas ideal a la misma temperatura y presión ocupa el mismo volumen. Se estima que en condiciones normales este volumen ronda los veinticuatro litros y medio. Comer valor exacto esta cifra es 22,41383 litros. Y dado que los procesos que ocurren en condiciones normales son importantes y ocurren con mucha frecuencia, este volumen tiene un nombre: volumen molar del gas.
En los cálculos teóricos, muy a menudo se consideran volúmenes molares de gas. Si es necesario pasar a otras temperaturas o presiones, entonces el volumen, por supuesto, cambiará, pero existen fórmulas físicas correspondientes que le permiten calcularlo. Sólo hay que recordar siempre que un mol de gas siempre se refiere a condiciones normales, es decir, es una temperatura concreta y una presión concreta, y según el decreto de 1982, en condiciones normales, la presión del gas es de diez al quinto Pascal. y la temperatura es 273,15 Kelvin.
Además del significado práctico obvio de los dos conceptos discutidos anteriormente, de ellos se derivan consecuencias más interesantes. Entonces, conociendo la densidad del agua y tomando un mol de ella, podemos estimar el tamaño de la molécula. Aquí suponemos que conocemos la masa atómica de las moléculas de agua y carbono. Por lo tanto, si tomamos doce gramos de carbono, entonces la masa de agua, determinada según la relación proporcional, es igual a dieciocho gramos. Dado que la densidad del agua es fácil de determinar, ahora son suficientes los datos necesarios para estimar el tamaño de una molécula de agua. Los cálculos muestran que el tamaño de una molécula de agua es del orden de décimas de nanómetro.
Interesante y mayor desarrollo La ley de Avogadro. Así, Van't Hoff extendió las leyes de los gases ideales a las soluciones. La esencia se reduce a la analogía de las leyes, pero al final esto permitió conocer las masas moleculares de sustancias que de otro modo serían muy difíciles de obtener.
El estudio de las propiedades de los gases permitió al físico italiano A. Avogadro en 1811. propuso una hipótesis, que posteriormente fue confirmada por datos experimentales, y se conoció como la ley de Avogadro: volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones (temperatura y presión) contienen el mismo número de moléculas.
Un corolario importante se desprende de la ley de Avogadro: un mol de cualquier gas en condiciones normales (0 °C (273 K) y una presión de 101,3 kPa ) Ocupa un volumen de 22,4 litros. Este volumen contiene 6,02 10 23 moléculas de gas (número de Avogadro).
También se deduce de la ley de Avogadro que las masas de volúmenes iguales de diferentes gases a la misma temperatura y presión están relacionadas entre sí como las masas molares de estos gases:
donde m 1 y m 2 son masas,
M 1 y M 2 son las masas moleculares del primer y segundo gas.
Dado que la masa de una sustancia está determinada por la fórmula
donde ρ es la densidad del gas,
V – volumen de gas,
entonces las densidades de varios gases en las mismas condiciones son proporcionales a sus masas molares. El método más sencillo para determinar la masa molar de sustancias en estado gaseoso se basa en este corolario de la ley de Avogadro.
.
A partir de esta ecuación podemos determinar la masa molar del gas:
.
2.4 Ley de las relaciones volumétricas
Los primeros estudios cuantitativos de reacciones entre gases pertenecieron al científico francés Gay-Lussac, autor de la famosa ley de expansión térmica de los gases. Al medir los volúmenes de los gases que reaccionaron y los que se formaron como resultado de las reacciones, Gay-Lussac llegó a una generalización conocida como ley de las relaciones de volumen simples: los volúmenes de los gases que reaccionaron se relacionan entre sí y los volúmenes de los gases resultantes productos de reacción como números enteros pequeños iguales a sus coeficientes estequiométricos .
Por ejemplo, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, cuando interactúan dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno, se forman dos volúmenes de vapor de agua. La ley es válida en el caso de que las mediciones de volumen se hayan realizado a la misma presión y a la misma temperatura.
2.5 Ley de equivalentes
La introducción en la química de los conceptos de “equivalente” y “masa molar de equivalentes” permitió formular una ley llamada ley de equivalentes: Las masas (volúmenes) de sustancias que reaccionan entre sí son proporcionales a las masas molares (volúmenes) de sus equivalentes. .
Vale la pena detenerse en el concepto de volumen de un mol de equivalentes de gas. Como se desprende de la ley de Avogadro, un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen igual a 22,4 l. En consecuencia, para calcular el volumen de un mol de equivalentes de gas, es necesario conocer el número de moles de equivalentes que hay en un mol. Dado que un mol de hidrógeno contiene 2 moles de equivalentes de hidrógeno, 1 mol de equivalentes de hidrógeno ocupa el volumen en condiciones normales:
3 Resolver problemas típicos
3,1 moles. Masa molar. Volumen molar
Tarea 1.¿Cuántos moles de sulfuro de hierro (II) hay en 8,8 g de FeS?
Solución Determine la masa molar (M) del sulfuro de hierro (II).
M(FeS)= 56 +32 = 8 8 g/mol
Calculemos cuántos moles hay en 8,8 g de FeS:
norte = 8,8 ∕ 88 = 0,1 mol.
Tarea 2.¿Cuántas moléculas hay en 54 g de agua? ¿Cuál es la masa de una molécula de agua?
Solución Determine la masa molar del agua.
M(H2O) = 18 g/mol.
Por lo tanto, 54 g de agua contienen 54/18 = 3 mol H 2 O. Un mol de cualquier sustancia contiene 6,02 10 23 moléculas. Entonces 3 moles (54 g de H 2 O) contienen 6,02 10 23 3 = 18,06 10 23 moléculas.
Determinemos la masa de una molécula de agua:
m H2O = 18 ∕ (6,02 10 23) = 2,99 10 23 g.
Tarea 3.¿Cuántos moles y moléculas hay en 1 m 3 de cualquier gas en condiciones normales?
Solución 1 mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 litros. Por tanto, 1 m3 (1000 l) contendrá 44,6 moles de gas:
norte = 1000/ 22,4 = 44,6 moles.
1 mol de cualquier gas contiene 6,02 10 23 moléculas. De esto se deduce que 1 m 3 de cualquier gas en condiciones normales contiene
6,02 10 23 44,6 = 2,68 10 25 moléculas.
Tarea 4. Expresar en moles:
a) 6,02 10 22 moléculas C 2 H 2;
b) 1,80 10 24 átomos de nitrógeno;
c) 3,01 10 23 moléculas de NH 3.
¿Cuál es la masa molar de estas sustancias?
Solución Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene el número de partículas de cualquier cierto tipo, igual a la constante de Avogadro. Desde aquí
a)n C2H2 = 6,02 · 10 22 /6,02 · 10 23 = 0,1 mol;
b) n N = 1,8 · 10 24 / 6,02 · 10 23 = 3 moles;
c) nNH3 = 3,01 · 10 23 / 6,02 · 10 23 = 0,5 mol.
La masa molar de una sustancia en gramos es numéricamente igual a su masa molecular (atómica) relativa.
Por tanto, las masas molares de estas sustancias son iguales:
a) M(C2H2) = 26 g/mol;
b) M(N) = 14 g/mol;
c) M(NH3) = 17 g/mol.
Tarea 5. Determine la masa molar del gas si, en condiciones normales, 0,824 g ocupan un volumen de 0,260 litros.
Solución En condiciones normales, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros. Calculando la masa de 22,4 litros de este gas, encontramos su masa molar.
0,824 g de gas ocupan un volumen de 0,260 l
X g de gas ocupan un volumen de 22,4 litros.
X = 22,4 · 0,824 ∕ 0,260 = 71 g.
Por tanto, la masa molar del gas es 71 g/mol.
3.2 Equivalente. Factor de equivalencia. Equivalentes de masa molar
Tarea 1. Calcule el equivalente, el factor de equivalencia y la masa molar de los equivalentes de H 3 PO 4 durante las reacciones de intercambio que resultan en la formación de sales ácidas y normales.
Solución Anotemos las ecuaciones de reacción para la interacción del ácido fosfórico con el álcali:
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O;
(1)
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O;
(2)
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)
En la reacción (2), el ácido fosfórico intercambia dos átomos de hidrógeno por el metal, es decir se comporta como un ácido dibásico, por lo tanto f e (H 3 PO 4) en la reacción (2) es igual a 1/2; E(N3PO4) = 1/2H3PO4;
M e (H 3 PO 4) = 1/2 · M (H 3 PO 4) = 49 g/mol.
Problema 2 En la reacción (3), el ácido fosfórico se comporta como un ácido tribásico, por lo tanto f e (H 3 PO 4) en esta reacción es igual a 1/3; E(N3PO4) = 1/3H3PO4;
Solución M e (H 3 PO 4) = 1/3 M (H 3 PO 4) = 32,67 g/mol.
. Se aplicó un exceso de hidróxido de potasio a soluciones de: a) dihidrógenofosfato de potasio; b) nitrato de dihidroxobismuto (III). Escribe ecuaciones para las reacciones de estas sustancias con KOH y determina sus equivalentes, factores de equivalencia y masas molares de equivalentes.
Escribamos las ecuaciones de las reacciones que ocurren:
KN 2 RO 4 + 2KON = K 3 RO 4 + 2 H 2 O;
Bi(OH)2NO3 + KOH = Bi(OH)3 + KNO3.
Se pueden utilizar varios enfoques para determinar el equivalente, el factor de equivalencia y el equivalente de masa molar.
La primera se basa en el hecho de que las sustancias reaccionan en cantidades equivalentes.
El dihidrogenofosfato de potasio reacciona con dos equivalentes de hidróxido de potasio, ya que E(KOH) = KOH. 1/2 KH 2 PO 4 interactúa con un equivalente de KOH, por lo tanto, E(KH 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4;
f mi (KH 2 PO 4) = 1/2; Me (KH 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 g/mol.
El nitrato de dihidroxobismuto (III) reacciona con un equivalente de hidróxido de potasio, por lo tanto, E(Bi(OH)2NO3) = Bi(OH)2NO3; f e (Bi(OH)2NO3) = 1; M e (Bi(OH)2NO3) = 1 · M (Bi(OH)2NO3) = 305 g/mol.
Tarea 3. El segundo enfoque se basa en el hecho de que el factor de equivalencia de una sustancia compleja es igual a uno dividido por el número de equivalencia, es decir el número de conexiones formadas o reestructuradas.
El dihidrogenofosfato de potasio, al interactuar con KOH, intercambia dos átomos de hidrógeno por el metal, por lo tanto, f e (KH 2 PO 4) = 1/2; E(KN2RO4) = 1/2 KN2RO4;M e (1/2 KN 2 PO 4) = 1/2 · M (KH 2 PO 4) = 68 g/mol. El nitrato de dihidroxobismuto (III), al reaccionar con hidróxido de potasio, intercambia un grupo NO 3 –, por lo tanto, (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; E(Bi(OH)2NO3) = Bi(OH)2NO3;
En consecuencia, la masa de oxígeno necesaria para formar 21,5 g de óxido durante la oxidación de 16,74 g de metal será:
21,54 – 16,74 = 4,8 gramos.
Según la ley de equivalentes.
m Me ∕ M e (Me) = mO 2 ∕ M e (O 2); 16,74 ∕ M e (Me) = 4,8 ∕ 8.
Por lo tanto, M e (Me) = (16,74 8) ∕ 4,8 = 28 g/mol.
La masa molar del equivalente de óxido se puede calcular como la suma de las masas molares del metal y los equivalentes de oxígeno:
Me(MeO) = Me (Me) + Me (O 2) = 28 + 8 + 36 g/mol.
La masa molar de un metal divalente es:
M (Me) = Me (Me) ∕ fe(Me) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 g/mol.
La masa atómica del metal (A r (Me)), expresada en uma, es numéricamente igual a la masa molar Ar (Me) = 56 uma.
