Stal se skutečným průlomem v teoretické chemii a přispěl k tomu, že se hypotetické dohady proměnily ve velké objevy v oblasti chemie plynů. Domněnky chemiků dostaly přesvědčivé důkazy v podobě matematických vzorců a jednoduchých vztahů a výsledky experimentů nyní umožnily vyvodit dalekosáhlé závěry. Italský badatel navíc odvodil kvantitativní charakteristiku počtu strukturních částic chemického prvku. Avogadroovo číslo se následně stalo jednou z nejdůležitějších konstant moderní fyziky a chemie.
Zákon objemových vztahů
Čest být objevitelem reakcí plynů patří Gay-Lussacovi, francouzskému vědci z konce 18. století. Tento badatel dal světu známý zákon, kterým se řídí všechny reakce spojené s expanzí plynů. Gay-Lussac měřil objemy plynů před reakcí a objemy, které byly výsledkem chemické interakce. V důsledku experimentu vědec dospěl k závěru známému jako zákon jednoduchých objemových vztahů. Jeho podstatou je, že objemy plynů před a po jsou vzájemně vztaženy jako malá celá čísla.
Například při interakci plynných látek, což odpovídá například jednomu objemu kyslíku a dvěma objemům vodíku, se získají dva objemy páry vody a tak dále.
Gay-Lussacův zákon platí, pokud všechna měření objemu probíhají při stejném tlaku a teplotě. Tento zákon se ukázal jako velmi důležitý pro italského fyzika Avogadra. Veden jím odvodil svou hypotézu, která měla dalekosáhlé důsledky v chemii a fyzice plynů, a vypočítal Avogadrovo číslo.
Italský vědec
Avogadrův zákon
V roce 1811 Avogadro pochopil, že stejné objemy libovolných plynů při konstantních teplotách a tlacích obsahují stejný počet molekul.
Tento zákon, později pojmenovaný po italském vědci, zavedl do vědy myšlenku nejmenších částic hmoty - molekul. Chemie byla rozdělena na empirickou vědu, kterou byla, a kvantitativní vědu, kterou se stala. Avogadro zvláště zdůraznil, že atomy a molekuly nejsou totéž a že atomy jsou stavebními kameny všech molekul.
Zákon italského výzkumníka mu umožnil dospět k závěru o počtu atomů v molekulách různých plynů. Například po odvození Avogadrova zákona potvrdil předpoklad, že molekuly plynů, jako je kyslík, vodík, chlor, dusík, se skládají ze dvou atomů. Bylo také možné stanovit atomové hmotnosti a molekulové hmotnosti prvků sestávajících z různých atomů.
Atomové a molekulární hmotnosti
Při výpočtu atomové hmotnosti prvku byla jako měrná jednotka zpočátku brána hmotnost vodíku jako nejlehčí chemické látky. Ale atomové hmotnosti mnoha chemických látek se počítají jako poměr jejich kyslíkových sloučenin, to znamená, že poměr kyslíku a vodíku byl vzat jako 16:1. Tento vzorec byl pro měření poněkud nepohodlný, takže hmotnost izotopu uhlíku, nejběžnější látky na Zemi, byla brána jako standard atomové hmotnosti.
Princip stanovení hmotností různých plynných látek v molekulárním ekvivalentu je založen na Avogadrově zákonu. V roce 1961 byl přijat jednotný referenční systém relativních atomových veličin, který byl založen na konvenční jednotce rovné 1/12 hmotnosti jednoho izotopu uhlíku 12 C. Zkrácený název pro atomovou hmotnostní jednotku je a.m.u. Podle této stupnice je atomová hmotnost kyslíku 15,999 amu a uhlíku 1,0079 amu. Tak vznikla nová definice: relativní atomová hmotnost je hmotnost atomu látky, vyjádřená v amu.
Hmotnost molekuly látky
Jakákoli látka se skládá z molekul. Hmotnost takové molekuly je vyjádřena v amu; tato hodnota je rovna součtu všech atomů, které tvoří její složení. Například molekula vodíku má hmotnost 2,0158 amu, tj. 1,0079 x 2, a molekulovou hmotnost vody lze vypočítat z jejího chemického vzorce H 2 O. Dva atomy vodíku a jeden atom kyslíku se dají dohromady 18 . 0152 amu
Hodnota atomové hmotnosti pro každou látku se obvykle nazývá relativní molekulová hmotnost.
Donedávna se místo pojmu „atomová hmotnost“ používal výraz „atomová hmotnost“. V současné době se nepoužívá, ale stále se nachází ve starých učebnicích a vědeckých pracích.
Jednotka množství látky
Spolu s jednotkami objemu a hmotnosti používá chemie zvláštní míru množství látky zvané krtek. Tato jednotka udává množství látky, která obsahuje tolik molekul, atomů a dalších strukturních částic, kolik je obsaženo ve 12 g izotopu uhlíku 12 C. Při praktické aplikaci molu látky je třeba vzít v úvahu, které částice prvky jsou myšleny - ionty, atomy nebo molekuly. Například moly iontů H + a moly molekul H 2 jsou zcela odlišné míry.
V současné době se množství látky na mol látky měří s velkou přesností.
Praktické výpočty ukazují, že počet strukturních jednotek v molu je 6,02 x 1023. Tato konstanta se nazývá Avogadrovo číslo. Tato chemická veličina pojmenovaná po italském vědci ukazuje počet strukturních jednotek v molu jakékoli látky bez ohledu na její vnitřní strukturu, složení a původ.
Molární hmotnost
Hmotnost jednoho molu látky se v chemii nazývá „molární hmotnost“, tato jednotka se vyjadřuje jako poměr g/mol. Pomocí hodnoty molární hmotnosti v praxi můžeme vidět, že molární hmotnost vodíku je 2,02158 g/mol, kyslíku je 1,0079 g/mol a tak dále.
Důsledky Avogadrova zákona
Avogadrův zákon je zcela použitelný pro určení množství látky při výpočtu objemu plynu. Stejný počet molekul jakékoli plynné látky za konstantních podmínek zaujímá stejný objem. Na druhou stranu 1 mol jakékoli látky obsahuje konstantní počet molekul. Závěr se nabízí: při konstantní teplotě a tlaku zaujímá jeden mol plynné látky konstantní objem a obsahuje stejný počet molekul. Avogadroovo číslo říká, že 1 mol plynu obsahuje 6,02 x 1023 molekul.
Výpočet objemu plynu pro normální podmínky
Normální podmínky v chemii jsou atmosférický tlak 760 mmHg. Umění. a teplotě 0 o C. S těmito parametry bylo experimentálně stanoveno, že hmotnost jednoho litru kyslíku je 1,43 kg. Proto je objem jednoho molu kyslíku 22,4 litrů. Při výpočtu objemu libovolného plynu výsledky ukázaly stejnou hodnotu. Avogadrova konstanta tedy učinila další závěr ohledně objemů různých plynných látek: za normálních podmínek jeden mol jakéhokoli plynného prvku zabírá 22,4 litrů. Tato konstantní hodnota se nazývá molární objem plynu.
Množství látkyν se rovná poměru počtu molekul v daném tělese k počtu atomů v 0,012 kg uhlíku, tedy počtu molekul v 1 molu látky.
ν = N / N A
kde N je počet molekul v daném tělese, N A je počet molekul v 1 molu látky, ze které se těleso skládá. N A je Avogadrova konstanta. Množství látky se měří v molech. Avogadrova konstanta je počet molekul nebo atomů v 1 molu látky. Tato konstanta byla pojmenována po italském chemikovi a fyzikovi Amedeo Avogadro(1776 – 1856). 1 mol jakékoli látky obsahuje stejný počet částic.
NA = 6,02 * 1023 mol-1 Molární hmotnost je hmotnost látky v množství jednoho molu:
μ = m 0 * N A
kde m 0 je hmotnost molekuly. Molární hmotnost se vyjadřuje v kilogramech na mol (kg/mol = kg*mol -1). Molární hmotnost souvisí s relativní molekulovou hmotností vztahem:
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]
Hmotnost libovolného množství látky m se rovná součinu hmotnosti jedné molekuly m 0 počtem molekul:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Množství látky se rovná poměru hmotnosti látky k její molární hmotnosti:
ν = m/μ
Hmotnost jedné molekuly látky lze zjistit, pokud je známa molární hmotnost a Avogadrova konstanta:
m0 = m / N = m / νN A = μ / NA
Ideální plyn- matematický model plynu, ve kterém se předpokládá, že potenciální interakční energii molekul lze zanedbat ve srovnání s jejich kinetickou energií. Mezi molekulami nejsou žádné přitažlivé ani odpudivé síly, srážky částic mezi sebou a se stěnami nádoby jsou absolutně elastické a doba interakce mezi molekulami je zanedbatelná ve srovnání s průměrnou dobou mezi srážkami. V rozšířeném modelu ideálního plynu, jehož částice, ze kterého se skládá, mají také tvar ve formě elastických koulí nebo elipsoidů, což umožňuje zohlednit energii nejen translačního, ale i rotačně-oscilačního pohybu, stejně jako nejen centrální, ale i necentrální srážky částic atd. = kg/mol.
Například molární hmotnost vodíku
