Jis tapo tikru proveržiu teorinėje chemijoje ir prisidėjo prie to, kad hipotetiniai spėjimai virto dideliais atradimais dujų chemijos srityje. Chemikų prielaidos gavo įtikinamų įrodymų matematinių formulių ir paprastų ryšių pavidalu, o eksperimentų rezultatai dabar leido padaryti toli siekiančias išvadas. Be to, italų tyrinėtojas išvedė kiekybinę cheminio elemento struktūrinių dalelių skaičiaus charakteristiką. Vėliau Avogadro skaičius tapo viena iš svarbiausių šiuolaikinės fizikos ir chemijos konstantų.
Tūrinių santykių dėsnis
Garbė būti dujų reakcijų atradėju priklauso XVIII amžiaus pabaigos prancūzų mokslininkui Gay-Lussac. Šis mokslininkas davė pasauliui gerai žinomą dėsnį, kuris valdo visas reakcijas, susijusias su dujų plėtimu. Gay-Lussac išmatavo dujų tūrį prieš reakciją ir tūrį, susidariusį dėl cheminės sąveikos. Atlikus eksperimentą, mokslininkas padarė išvadą, žinomą kaip paprastų tūrinių santykių dėsnis. Jo esmė ta, kad dujų tūriai prieš ir po yra susiję vienas su kitu kaip maži sveikieji skaičiai.
Pavyzdžiui, kai sąveikauja dujinės medžiagos, atitinkančios, pavyzdžiui, vieną tūrį deguonies ir du tūrius vandenilio, gaunami du tūriai garų vandens ir pan.
Gay-Lussac dėsnis galioja, jei visi tūrio matavimai atliekami esant tokiam pačiam slėgiui ir temperatūrai. Italų fizikui Avogadro šis dėsnis pasirodė labai svarbus. Jo vadovaujamas jis iškėlė savo hipotezę, turėjusią toli siekiančių pasekmių dujų chemijoje ir fizikoje, ir apskaičiavo Avogadro skaičių.
italų mokslininkas
Avogadro dėsnis
1811 m. Avogadro suprato, kad vienoduose savavališkų dujų tūriuose esant pastoviai temperatūrai ir slėgiui yra tiek pat molekulių.
Šis dėsnis, vėliau pavadintas italų mokslininko vardu, į mokslą įvedė mažiausių materijos dalelių – molekulių – idėją. Chemija buvo padalinta į empirinį mokslą ir kiekybinį mokslą, kuriuo ji tapo. Avogadro ypač pabrėžė, kad atomai ir molekulės nėra tas pats dalykas ir kad atomai yra visų molekulių statybinė medžiaga.
Italijos mokslininko įstatymas leido jam padaryti išvadą apie atomų skaičių įvairių dujų molekulėse. Pavyzdžiui, išvedęs Avogadro dėsnį, jis patvirtino prielaidą, kad dujų, tokių kaip deguonis, vandenilis, chloras, azotas, molekulės susideda iš dviejų atomų. Taip pat tapo įmanoma nustatyti elementų, sudarytų iš skirtingų atomų, atomines ir molekulines mases.
Atominės ir molekulinės masės
Skaičiuojant elemento atominę masę, matavimo vienetu iš pradžių buvo paimta vandenilio, kaip lengviausios cheminės medžiagos, masė. Tačiau daugelio cheminių medžiagų atominės masės apskaičiuojamos kaip jų deguonies junginių santykis, tai yra, deguonies ir vandenilio santykis buvo 16:1. Ši formulė buvo kiek nepatogi matavimams, todėl atominės masės etalonu buvo paimta anglies izotopo, labiausiai paplitusios žemėje medžiagos, masė.
Įvairių dujinių medžiagų masių molekuliniu ekvivalentu nustatymo principas grindžiamas Avogadro dėsniu. 1961 m. buvo priimta vieninga santykinių atominių dydžių atskaitos sistema, kuri buvo pagrįsta sutartiniu vienetu, lygiu 1/12 vieno anglies izotopo masės 12 C. Sutrumpintas atominės masės vieneto pavadinimas yra a.m.u. Pagal šią skalę deguonies atominė masė yra 15,999 amu, o anglies - 1,0079 amu. Taip atsirado naujas apibrėžimas: santykinė atominė masė – tai medžiagos atomo masė, išreikšta amu.
Medžiagos molekulės masė
Bet kuri medžiaga susideda iš molekulių. Tokios molekulės masė išreiškiama amu, ši vertė yra lygi visų jos sudėtį sudarančių atomų sumai. Pavyzdžiui, vandenilio molekulės masė yra 2,0158 amu, tai yra 1,0079 x 2, o vandens molekulinė masė gali būti apskaičiuojama pagal jos cheminę formulę H 2 O. Du vandenilio atomai ir vienas deguonies atomas sudaro 18. 0152 amu
Kiekvienos medžiagos atominės masės vertė paprastai vadinama santykine molekuline mase.
Dar visai neseniai vietoj sąvokos „atominė masė“ buvo vartojama frazė „atominis svoris“. Šiuo metu jis nenaudojamas, bet vis dar randamas senuose vadovėliuose ir mokslo darbuose.
Medžiagos kiekio vienetas
Kartu su tūrio ir masės vienetais chemijoje naudojamas specialus medžiagos kiekio matas, vadinamas molu. Šis vienetas rodo medžiagos kiekį, kuriame yra tiek molekulių, atomų ir kitų struktūrinių dalelių, kiek yra 12 g anglies izotopo 12 C. Praktiškai taikant medžiagos molį, reikia atsižvelgti į tai, kurios Elementai yra jonai, atomai arba molekulės. Pavyzdžiui, H + jonų moliai ir H 2 molekulių moliai yra visiškai skirtingi matai.
Šiuo metu medžiagos kiekis vienam moliui medžiagos matuojamas labai tiksliai.
Praktiniai skaičiavimai rodo, kad struktūrinių vienetų skaičius mole yra 6,02 x 10 23. Ši konstanta vadinama Avogadro skaičiumi. Šis cheminis kiekis, pavadintas italų mokslininko vardu, parodo struktūrinių vienetų skaičių bet kurios medžiagos mole, neatsižvelgiant į jos vidinę struktūrą, sudėtį ir kilmę.
Molinė masė
Vieno molio medžiagos masė chemijoje vadinama „moline mase“ šis vienetas išreiškiamas santykiu g/mol. Praktiškai naudojant molinės masės reikšmę, matome, kad vandenilio molinė masė yra 2,02158 g/mol, deguonies – 1,0079 g/mol ir t.t.
Avogadro dėsnio pasekmės
Avogadro dėsnis yra gana tinkamas medžiagos kiekiui nustatyti skaičiuojant dujų tūrį. Tas pats bet kurios dujinės medžiagos molekulių skaičius pastoviomis sąlygomis užima vienodą tūrį. Kita vertus, 1 molis bet kurios medžiagos turi pastovų molekulių skaičių. Išvada rodo pati savaime: esant pastoviai temperatūrai ir slėgiui, vienas dujinės medžiagos molis užima pastovų tūrį ir turi vienodą skaičių molekulių. Avogadro skaičius teigia, kad 1 molyje dujų yra 6,02 x 1023 molekulės.
Dujų tūrio apskaičiavimas normaliomis sąlygomis
Įprastos chemijos sąlygos yra 760 mmHg atmosferos slėgis. Art. o temperatūra 0 o C. Su šiais parametrais eksperimentiškai nustatyta, kad vieno litro deguonies masė yra 1,43 kg. Todėl vieno molio deguonies tūris yra 22,4 litro. Skaičiuojant bet kokių dujų tūrį, rezultatai parodė tą pačią reikšmę. Taigi Avogadro konstanta padarė kitą išvadą dėl įvairių dujinių medžiagų tūrių: normaliomis sąlygomis vienas molis bet kurio dujinio elemento užima 22,4 litro. Ši pastovi vertė vadinama moliniu dujų tūriu.
Medžiagos kiekisν yra lygus molekulių skaičiaus tam tikrame kūne ir atomų skaičiaus santykiui 0,012 kg anglies, tai yra, molekulių skaičiui 1 molyje medžiagos.
ν = N / N A
kur N yra molekulių skaičius tam tikrame kūne, N A yra molekulių skaičius 1 molyje medžiagos, iš kurios susideda kūnas. N A yra Avogadro konstanta. Medžiagos kiekis matuojamas moliais. Avogadro konstanta yra molekulių arba atomų skaičius 1 molyje medžiagos. Ši konstanta buvo pavadinta italų chemiko ir fiziko vardu Amedeo Avogadro(1776 – 1856). 1 molis bet kurios medžiagos turi tiek pat dalelių.
N A = 6,02 * 10 23 mol -1 Molinė masė yra medžiagos masė, paimta vieno molio kiekiu:
μ = m 0 * N A
kur m 0 yra molekulės masė. Molinė masė išreiškiama kilogramais vienam moliui (kg/mol = kg*mol -1). Molinė masė yra susijusi su santykine molekuline mase pagal ryšį:
μ = 10 -3 * M r [kg * mol -1 ]
Bet kurio medžiagos kiekio m masė yra lygi vienos molekulės masės m 0 sandaugai iš molekulių skaičiaus:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Medžiagos kiekis lygus medžiagos masės ir jos molinės masės santykiui:
ν = m/μ
Vienos medžiagos molekulės masę galima rasti, jei žinoma molinė masė ir Avogadro konstanta:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
Idealios dujos- matematinis dujų modelis, kuriame daroma prielaida, kad galima nepaisyti potencialios molekulių sąveikos energijos, palyginti su jų kinetine energija. Tarp molekulių nėra traukos ar atstūmimo jėgų, dalelių susidūrimai tarpusavyje ir su indo sienelėmis yra absoliučiai elastingi, o sąveikos laikas tarp molekulių yra nereikšmingas, palyginti su vidutiniu laiku tarp susidūrimų. Išplėstiniame idealių dujų modelyje, kurį sudaro dalelės, taip pat yra elastingų sferų arba elipsoidų pavidalo, todėl galima atsižvelgti ne tik į transliacinio, bet ir sukamojo-svyruojamojo judėjimo energiją, taip pat ne tik centriniai, bet ir necentriniai dalelių susidūrimai ir kt. = kg/mol.
Pavyzdžiui, vandenilio molinė masė
