Stal sa skutočným prielomom v teoretickej chémii a prispel k tomu, že hypotetické dohady sa zmenili na veľké objavy v oblasti chémie plynov. Predpoklady chemikov dostali presvedčivé dôkazy v podobe matematických vzorcov a jednoduchých vzťahov a výsledky experimentov teraz umožnili vyvodiť ďalekosiahle závery. Okrem toho taliansky výskumník odvodil kvantitatívnu charakteristiku počtu štruktúrnych častíc chemického prvku. Avogadrove číslo sa následne stalo jednou z najdôležitejších konštánt modernej fyziky a chémie.
Zákon objemových vzťahov
Pocta byť objaviteľom reakcií plynov patrí Gay-Lussacovi, francúzskemu vedcovi z konca 18. storočia. Tento výskumník dal svetu známy zákon, ktorým sa riadia všetky reakcie spojené s expanziou plynov. Gay-Lussac meral objemy plynov pred reakciou a objemy, ktoré boli výsledkom chemickej interakcie. V dôsledku experimentu vedec dospel k záveru známemu ako zákon jednoduchých objemových vzťahov. Jeho podstatou je, že objemy plynov pred a po sú vo vzájomnom vzťahu ako malé celé čísla.
Napríklad pri interakcii plynných látok, čo zodpovedá napríklad jednému objemu kyslíka a dvom objemom vodíka, sa získajú dva objemy parnej vody atď.
Gay-Lussacov zákon platí, ak všetky merania objemu prebiehajú pri rovnakom tlaku a teplote. Tento zákon sa ukázal ako veľmi dôležitý pre talianskeho fyzika Avogadra. Vedený ním odvodil svoju hypotézu, ktorá mala ďalekosiahle dôsledky v chémii a fyzike plynov, a vypočítal Avogadrove číslo.
Taliansky vedec
Avogadrov zákon
V roku 1811 Avogadro pochopil, že rovnaké objemy ľubovoľných plynov pri konštantných teplotách a tlakoch obsahujú rovnaký počet molekúl.
Tento zákon, neskôr pomenovaný po talianskom vedcovi, zaviedol do vedy myšlienku najmenších častíc hmoty - molekúl. Chémia bola rozdelená na empirickú vedu, ktorou bola, a kvantitatívnu vedu, ktorou sa stala. Avogadro obzvlášť zdôraznil, že atómy a molekuly nie sú to isté a že atómy sú stavebnými kameňmi všetkých molekúl.
Zákon talianskeho výskumníka mu umožnil dospieť k záveru o počte atómov v molekulách rôznych plynov. Napríklad po odvodení Avogadrovho zákona potvrdil predpoklad, že molekuly plynov ako kyslík, vodík, chlór, dusík sa skladajú z dvoch atómov. Bolo tiež možné stanoviť atómové hmotnosti a molekulové hmotnosti prvkov pozostávajúcich z rôznych atómov.
Atómové a molekulové hmotnosti
Pri výpočte atómovej hmotnosti prvku sa ako merná jednotka spočiatku brala hmotnosť vodíka ako najľahšej chemickej látky. Atómové hmotnosti mnohých chemických látok sa však počítajú ako pomer ich kyslíkových zlúčenín, to znamená, že pomer kyslíka a vodíka bol 16:1. Tento vzorec bol pre merania trochu nepohodlný, takže hmotnosť izotopu uhlíka, najbežnejšej látky na Zemi, bola braná ako štandard atómovej hmotnosti.
Princíp určovania hmotností rôznych plynných látok v molekulovom ekvivalente je založený na Avogadrovom zákone. V roku 1961 bol prijatý jednotný referenčný systém pre relatívne atómové veličiny, ktorý bol založený na konvenčnej jednotke rovnajúcej sa 1/12 hmotnosti jedného izotopu uhlíka 12 C. Skrátený názov pre jednotku atómovej hmotnosti je a.m.u. Podľa tejto stupnice je atómová hmotnosť kyslíka 15,999 amu a uhlíka 1,0079 amu. Takto vznikla nová definícia: relatívna atómová hmotnosť je hmotnosť atómu látky vyjadrená v amu.
Hmotnosť molekuly látky
Akákoľvek látka pozostáva z molekúl. Hmotnosť takejto molekuly je vyjadrená v amu; táto hodnota sa rovná súčtu všetkých atómov, ktoré tvoria jej zloženie. Napríklad molekula vodíka má hmotnosť 2,0158 amu, teda 1,0079 x 2, a molekulová hmotnosť vody sa dá vypočítať z jej chemického vzorca H20. Dva atómy vodíka a jeden atóm kyslíka spolu tvoria 18 . 0152 amu
Hodnota atómovej hmotnosti pre každú látku sa zvyčajne nazýva relatívna molekulová hmotnosť.
Donedávna sa namiesto pojmu „atómová hmotnosť“ používal výraz „atómová hmotnosť“. V súčasnosti sa nepoužíva, ale stále sa nachádza v starých učebniciach a vedeckých prácach.
Jednotka množstva látky
Spolu s jednotkami objemu a hmotnosti chémia používa špeciálnu mieru množstva látky nazývanej mol. Táto jednotka udáva množstvo látky, ktorá obsahuje toľko molekúl, atómov a iných štruktúrnych častíc, koľko je obsiahnutých v 12 g izotopu uhlíka 12 C. Pri praktickej aplikácii mólu látky treba brať do úvahy, ktoré častice sa rozumejú prvky - ióny, atómy alebo molekuly. Napríklad móly iónov H+ a móly molekúl H2 sú úplne odlišné miery.
V súčasnosti sa množstvo látky na mól látky meria s veľkou presnosťou.
Praktické výpočty ukazujú, že počet štruktúrnych jednotiek v krtkovi je 6,02 x 1023. Táto konštanta sa nazýva Avogadrove číslo. Táto chemická veličina, pomenovaná po talianskom vedcovi, ukazuje počet štruktúrnych jednotiek v móle akejkoľvek látky, bez ohľadu na jej vnútornú štruktúru, zloženie a pôvod.
Molárna hmota
Hmotnosť jedného mólu látky sa v chémii nazýva „molárna hmotnosť“; táto jednotka je vyjadrená ako pomer g/mol. Pomocou hodnoty molárnej hmotnosti v praxi môžeme vidieť, že molárna hmotnosť vodíka je 2,02158 g/mol, kyslíka 1,0079 g/mol atď.
Dôsledky Avogadrovho zákona
Avogadrov zákon je celkom použiteľný na určenie množstva látky pri výpočte objemu plynu. Rovnaký počet molekúl akejkoľvek plynnej látky za konštantných podmienok zaberá rovnaký objem. Na druhej strane 1 mol akejkoľvek látky obsahuje konštantný počet molekúl. Záver sa naznačuje: pri konštantnej teplote a tlaku jeden mól plynnej látky zaberá konštantný objem a obsahuje rovnaký počet molekúl. Avogadroovo číslo hovorí, že 1 mol plynu obsahuje 6,02 x 1023 molekúl.
Výpočet objemu plynu pre normálne podmienky
Normálne podmienky v chémii sú atmosférický tlak 760 mm Hg. čl. a teplote 0 o C. Pri týchto parametroch bolo experimentálne stanovené, že hmotnosť jedného litra kyslíka je 1,43 kg. Preto je objem jedného mólu kyslíka 22,4 litra. Pri výpočte objemu akéhokoľvek plynu výsledky ukázali rovnakú hodnotu. Avogadrova konštanta teda urobila ďalší záver, pokiaľ ide o objemy rôznych plynných látok: za normálnych podmienok jeden mól akéhokoľvek plynného prvku zaberá 22,4 litra. Táto konštantná hodnota sa nazýva molárny objem plynu.
Množstvo látkyν sa rovná pomeru počtu molekúl v danom tele k počtu atómov v 0,012 kg uhlíka, teda počtu molekúl v 1 mole látky.
ν = N / N A
kde N je počet molekúl v danom tele, N A je počet molekúl v 1 mole látky, z ktorej sa teleso skladá. N A je Avogadrova konštanta. Množstvo látky sa meria v móloch. Avogadrova konštanta je počet molekúl alebo atómov v 1 mole látky. Táto konštanta bola pomenovaná po talianskom chemikovi a fyzikovi Amedeo Avogadro(1776 – 1856). 1 mol akejkoľvek látky obsahuje rovnaký počet častíc.
NA = 6,02 x 1023 mol-1 Molárna hmota je hmotnosť látky v množstve jedného mólu:
μ = m0 * N A
kde m 0 je hmotnosť molekuly. Molová hmotnosť je vyjadrená v kilogramoch na mól (kg/mol = kg*mol -1). Molová hmotnosť súvisí s relatívnou molekulovou hmotnosťou vzťahom:
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]
Hmotnosť ľubovoľného množstva látky m sa rovná súčinu hmotnosti jednej molekuly m 0 počtom molekúl:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Množstvo látky sa rovná pomeru hmotnosti látky k jej molárnej hmotnosti:
v = m/μ
Hmotnosť jednej molekuly látky možno nájsť, ak sú známe molárna hmotnosť a Avogadrova konštanta:
m0 = m / N = m / νN A = μ / NA
Ideálny plyn- matematický model plynu, v ktorom sa predpokladá, že potenciálnu interakčnú energiu molekúl možno zanedbať v porovnaní s ich kinetickou energiou. Medzi molekulami nie sú žiadne príťažlivé ani odpudzujúce sily, zrážky častíc medzi sebou a so stenami nádoby sú absolútne elastické a čas interakcie medzi molekulami je zanedbateľný v porovnaní s priemerným časom medzi zrážkami. V rozšírenom modeli ideálneho plynu majú častice, z ktorých sa skladá, aj tvar elastických guľôčok alebo elipsoidov, čo umožňuje zohľadniť energiu nielen translačného, ale aj rotačno-oscilačného pohybu, ako aj nielen centrálne, ale aj necentrálne zrážky častíc atď. = kg/mol.
Napríklad molárna hmotnosť vodíka
