Prawo Avogadro Co składa się z jednostek miary, eksperyment Avogadro



The Prawo Avogadro Postuluje, że równa objętość wszystkich gazów, w tej samej temperaturze i ciśnieniu, ma taką samą liczbę cząsteczek. Amadeo Avogadro, włoski fizyk, zaproponował w 1811 r. Dwie hipotezy: pierwsza mówi, że atomy gazów elementarnych są razem w molekułach, zamiast istnieć jako oddzielne atomy, jak powiedział John Dalton.

Druga hipoteza mówi, że równe objętości gazów przy stałym ciśnieniu i temperaturze mają taką samą liczbę cząsteczek. Hipoteza Avogadro dotycząca liczby cząsteczek gazu została przyjęta dopiero w 1858 r., Kiedy włoski chemik Stanislao Cannizaro zbudował logiczny system chemiczny oparty na tym.

Z prawa Avogadro można wywnioskować: dla danej masy gazu idealnego jego objętość i ilość cząsteczek są wprost proporcjonalne, jeśli temperatura i ciśnienie są stałe. Oznacza to również, że molowa objętość gazów, które idealnie się zachowują, jest taka sama dla wszystkich.

Na przykład, biorąc pod uwagę liczbę balonów, oznaczonych od A do Z, wszystkie są wypełnione, aż zostaną napełnione do objętości 5 litrów. Każda litera odpowiada innemu gatunkowi gazowemu; to znaczy, że jego cząsteczki mają swoje własne cechy. Prawo Avogadro potwierdza, że ​​wszystkie balony gromadzą taką samą ilość cząsteczek.

Jeśli teraz balony są napompowane do 10 litrów, zgodnie z hipotezą Avogadro zostanie wprowadzona dwukrotnie więcej początkowych moli gazu.

Indeks

  • 1 Z czego się składa i jednostki miary
    • 1.1 Odliczenie wartości R wyrażonej w L · atm / K · mol
  • 2 Zwykła forma prawa Avogadro
  • 3 Konsekwencje i implikacje
  • 4 Początki
    • 4.1 Hipoteza Avogadro
    • 4.2 Numer Avogadro
  • 5 Eksperyment Avogadro
    • 5.1 Eksperyment z pojemnikami handlowymi
  • 6 Przykłady
    • 6,1 O2 + 2H2 => 2 H2O
    • 6.2 N2 + 3H2 => 2NH3
    • 6,3 N2 + O2 => 2 NO
  • 7 referencji

Z czego składa się i jednostek miary

Prawo Avogadro stwierdza, że ​​dla masy gazu idealnego objętość gazu i liczba moli są wprost proporcjonalne, jeśli temperatura i ciśnienie są stałe. Matematycznie można to wyrazić za pomocą następującego równania:

V / n = K

V = objętość gazu, zwykle wyrażona w litrach.

n = ilość substancji mierzona w molach.

Ponadto tak zwane prawo gazów idealnych ma następujące cechy:

PV = nRT

P = ciśnienie gazu jest zwykle wyrażane w atmosferach (atm), w mm rtęci (mmHg) lub w Pascalu (Pa).

V = objętość gazu wyrażona w litrach (L).

n = liczba moli.

T = temperatura gazu wyrażona w stopniach Celsjusza, stopniach Fahrenheita lub stopniach Kelvina (0 ºC odpowiada 273,15 K).

R = uniwersalna stała gazów doskonałych, która może być wyrażona w kilku jednostkach, spośród których wyróżnia się: 0,08205 L · atm / K.mol (L · atm K-1.mol-1); 8.314 J / K.mol (J.K-1.mol-1) (J jest dżulem); i 1,987 cal / Kmol (cal.K-1.mol-1) (wapno to kalorie).

Odliczenie wartości R wyrażonej w L· Atm / K· Mol

Objętość zajmowana przez jeden mol gazu w atmosferze ciśnienia i 0 ° C równoważnej 273 K to 22 414 litrów.

R = PV / T

R = 1 atm x 22,414 (L / mol) / (273 ºK)

R = 0,082 L · atm / mol.K

Równanie gazów doskonałych (PV = nRT) można zapisać w następujący sposób:

V / n = RT / P

Zakładając, że temperatura i ciśnienie są stałe, ponieważ R jest stałą, a następnie:

RT / P = K

Następnie:

V / n = K

Jest to konsekwencja prawa Avogadro: istnienie stałego związku między objętością zajmowaną przez idealny gaz a liczbą moli tego gazu, dla stałej temperatury i ciśnienia.

Typowa forma prawa Avogadro

Jeśli masz dwa gazy, powyższe równanie przekształca się w następujące:

V1/ n1= V2/ n2

To wyrażenie jest również napisane jako:

V1/ V2= n1/ n2

Powyższe pokazuje związek wskazanej proporcjonalności.

W swojej hipotezie Avogadro zwrócił uwagę, że dwa idealne gazy o tej samej objętości iw tej samej temperaturze i ciśnieniu zawierają taką samą ilość cząsteczek.

Rozszerzając to samo dzieje się z prawdziwymi gazami; na przykład równa objętość O2 i N2 Zawiera taką samą liczbę cząsteczek, gdy jest w tej samej temperaturze i ciśnieniu.

Rzeczywiste gazy wykazują niewielkie odchylenia od idealnego zachowania. Jednak prawo Avogadro jest w przybliżeniu obowiązujące dla rzeczywistych gazów przy wystarczająco niskim ciśnieniu iw wysokich temperaturach.

Konsekwencje i implikacje

Najważniejszą konsekwencją prawa Avogadro jest to, że stała R dla gazów idealnych ma taką samą wartość dla wszystkich gazów.

R = PV / nT

Jeśli więc R jest stałe dla dwóch gazów:

P1V1/ nT1= P2V2/ n2T2 = stała

Przyrostki 1 i 2 reprezentują dwa różne gazy idealne. Wniosek jest taki, że stała gazów doskonałych dla 1 mola gazu jest niezależna od natury gazu. Następnie objętość zajmowana przez tę ilość gazu w danej temperaturze i ciśnieniu będzie zawsze taka sama.

Jedną z konsekwencji zastosowania prawa Avogadro jest odkrycie, że 1 mol gazu zajmuje objętość 22 414 litrów przy ciśnieniu 1 atmosfery i temperaturze 0 ° C (273 K).

Inna oczywista konsekwencja jest następująca: jeśli ciśnienie i temperatura są stałe, gdy ilość gazu wzrasta, jego objętość również wzrośnie.

Początki

W 1811 roku Avogadro przedstawił swoją hipotezę opartą na teorii atomowej Daltona i prawie Gay-Lussaca na wektorach ruchu cząsteczek.

Gay-Lussac podsumował w 1809 r., Że „gazy, niezależnie od proporcji, w jakich mogą być łączone, zawsze powodują powstawanie związków, których pierwiastki mierzone objętościowo są zawsze wielokrotnościami innych”.

Ten sam autor pokazał również, że „kombinacje gazów zawsze odbywają się według bardzo prostych relacji objętościowych”.

Avogadro zauważył, że reakcje chemiczne w fazie gazowej obejmują związki molekularne zarówno reagentów, jak i produktu.

Zgodnie z tym stwierdzeniem związek między cząsteczkami reagentów i produktów musi być traktowany jako liczba całkowita, ponieważ istnienie pęknięcia wiązań przed reakcją (pojedyncze atomy) nie jest prawdopodobne. Jednak ilości molowe mogą być wyrażone wartościami ułamkowymi.

Ze swej strony prawo wielkości łączonych stwierdza, że ​​relacja liczbowa między objętościami gazu jest również prosta i kompletna. Powoduje to bezpośredni związek między objętościami i liczbą cząsteczek gatunków gazowych.

Hipoteza Avogadro

Avogadro zaproponował, aby cząsteczki gazów były dwuatomowe. Wyjaśniło to, w jaki sposób dwie objętości wodoru cząsteczkowego łączą się z objętością tlenu cząsteczkowego, dając dwie objętości wody.

Ponadto Avogadro zaproponował, że jeśli równe objętości gazów zawierają taką samą liczbę cząstek, zależność między gęstościami gazów powinna być równa stosunkowi mas cząsteczkowych tych cząstek.

Oczywiście, dzielenie d1 między d2 powoduje iloraz m1 / m2, ponieważ objętość zajmowana przez masy gazowe jest taka sama dla obu gatunków i jest anulowana:

d1 / d2 = (m1 / V) / (m2 / V)

d1 / d2 = m1 / m2

Numer Avogadro

Jeden mol zawiera 6,022 x 1023 cząsteczki lub atomy. Ta liczba nazywa się numerem Avogadro, chociaż nie był tym, który ją obliczył. Jean Pierre, Nagroda Nobla z 1926 r., Dokonał odpowiednich pomiarów i zasugerował nazwę na cześć Avogadro.

Eksperyment Avogadro

Bardzo prostym dowodem prawa Avogadro jest umieszczenie kwasu octowego w szklanej butelce, a następnie dodanie wodorowęglanu sodu, zamykając ujście butelki balonem, który uniemożliwia wejście lub wyjście gazu wewnątrz butelki.

Kwas octowy reaguje z wodorowęglanem sodu, co powoduje uwalnianie CO2. Gaz gromadzi się w balonie powodując jego nadmuchiwanie. Teoretycznie objętość osiągnięta przez balon jest proporcjonalna do liczby cząsteczek CO2, zgodnie z prawem Avogadro.

Jednak ten eksperyment ma ograniczenie: balon jest elastycznym ciałem; dlatego, gdy twoja ściana jest rozdęta przez nagromadzenie CO2, generuje w tym siłę, która przeciwstawia się jego rozluźnieniu i próbuje zmniejszyć objętość kuli ziemskiej.

Eksperymentuj z pojemnikami handlowymi

Kolejny przykładowy eksperyment prawa Avogadro przedstawiono przy użyciu puszek po napojach i plastikowych butelek.

W przypadku puszek sodowych wlewa się wodorowęglan sodu i dodaje się roztwór kwasu cytrynowego. Związki reagują ze sobą, uwalniając gaz CO2, który gromadzi się wewnątrz puszki.

Następnie dodaje się stężony roztwór wodorotlenku sodu, który ma funkcję „sekwestrowania” CO2. Następnie dostęp do wnętrza puszki jest szybko zamykany za pomocą taśmy klejącej.

Po pewnym czasie obserwuje się, że puszka kurczy się, co wskazuje, że zmniejszyła się obecność CO2. Następnie można by pomyśleć, że zmniejsza się objętość puszki, która odpowiada zmniejszeniu liczby cząsteczek CO2, zgodnie z prawem Avogadro.

W doświadczeniu z butelką stosuje się tę samą procedurę, co w puszce z napojem sodowym, a po dodaniu NaOH ujście butelki zamyka się pokrywką; również obserwuje się skurcz ściany butelki. W wyniku tego można przeprowadzić taką samą analizę, jak w przypadku puszki po napojach gazowanych.

Przykłady

Trzy niższe obrazy ilustrują koncepcję prawa Avogadro, odnoszącą się do objętości zajmowanej przez gazy oraz liczby cząsteczek odczynników i produktów.

O2 + 2H2 => 2H2O

Objętość gazowego wodoru jest podwójna, ale zajmuje pojemnik o tej samej wielkości co gazowy tlen.

N2 + 3H2 => 2NH3

N2 + O2 => 2NO

Referencje

  1. Bernard Fernandez, PhD. (Luty 2009). Dwie hipotezy Avogadro (1811). [PDF] Zaczerpnięte z: bibnum.education.fr
  2. Nuria Martínez Medina. (5 lipca 2012 r.). Avogadro, wielki włoski naukowiec XIX wieku. Zrobiono z: rtve.es
  3. Muñoz R. i Bertomeu Sánchez J.R. (2003) Historia nauki w podręcznikach: hipoteza Avogadro, Nauczanie nauki, 21 (1), 147-161.
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (1 lutego 2018 r.). Czym jest prawo Avogadro? Zaczerpnięte z: thoughtco.com
  5. Redakcja Encyclopaedia Britannica. (26 października 2016 r.). Prawo Avogadro. Encyclopædia Britannica. Zrobiono z: britannica.com
  6. Yang, S. P. (2002). Produkty gospodarstwa domowego używane do zamykania pojemnika i wykazywania prawa Avogadro. Chem. Pedagog. Tom: 7, strony: 37-39.
  7. Glasstone, S. (1968). Traktat chemii fizycznej. 2da Edic. Od redakcji Aguilar.