PRAWO AVOGADRO: JEDNOSTKI MIARY I EKSPERYMENTU - CHEMIA - 2025

Zgodnie z prawem Avogadro równa objętość wszystkich gazów, przy tej samej temperaturze i ciśnieniu, ma taką samą liczbę cząsteczek. Amadeo Avogadro, fizyk włoski, w 1811 roku zaproponował dwie hipotezy: pierwsza mówi, że atomy gazów elementarnych są razem w cząsteczkach 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 w gazach została przyjęta dopiero w 1858 r., Kiedy włoski chemik Stanislao Cannizaro zbudował na niej logiczny system chemiczny.

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

Na przykład, biorąc pod uwagę liczbę balonów, oznaczonych literami od A do Z, wszystkie są napełniane, aż zostaną napompowane do objętości 5 litrów. Każda litera odpowiada innemu gatunkowi gazowemu; to znaczy, że jego cząsteczki mają swoje własne cechy. Prawo Avogadro mówi, że wszystkie balony zawierają taką samą liczbę cząsteczek.

Jeśli balony są teraz napompowane do 10 litrów, zgodnie z hipotezami Avogadro, zostanie wprowadzona podwójna liczba początkowych moli gazowych.

Z czego się składa i jednostki miary

Prawo Avogadro mówi, że dla masy gazu doskonałego objętość gazu i liczba moli są wprost proporcjonalne, jeśli temperatura i ciśnienie są stałe. Matematycznie można to wyrazić następującym równaniem:

V / n = K.

V = objętość gazu, zwykle wyrażana w litrach.

n = ilość substancji mierzona w molach.

Również z tzw. Prawa gazu doskonałego mamy:

PV = nRT

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

V = objętość gazu wyrażona w litrach (L).

n = liczba moli.

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

R = uniwersalna stała gazów doskonałych, co może być wyrażone w różnych jednostkach, wśród których wyróżnić: 0,08205 l · atm / K.mol (l · atm K ^-1 .mol ^-1 ); 8,314 J / K mol (JK ^-1 .mol ^-1 ) (J oznacza Joule'a); i 1,987 cal / mol (cal.K ^-1 .mol ^-1 ) (CAL kalorii).

Odliczenie wartości R wyrażonej w L.

Objętość, jaką zajmuje mol gazu w atmosferze o ciśnieniu i temperaturze 0 ºC odpowiadającej 273 K, wynosi 22,414 litrów.

R = PV / T

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

R = 0,082 L atm / mol K.

Równanie gazu doskonałego (PV = nRT) można zapisać w następujący sposób:

V / n = RT / P

Jeśli przyjmiemy, że temperatura i ciśnienie są stałe, ponieważ R jest stałe, to:

RT / P = K

Następnie:

V / n = K.

Jest to konsekwencja prawa Avogadro: istnienie stałej zależności między objętością, jaką zajmuje gaz doskonały, a liczbą moli tego gazu, dla stałej temperatury i ciśnienia.

Zwyczajowa forma prawa Avogadro

Jeśli masz dwa gazy, poprzednie równanie staje się następujące:

V ₁ / n ₁ = V ₂ / n ₂

To wyrażenie jest również zapisane jako:

V ₁ / V ₂ = n ₁ / n ₂

Z powyższego wynika wskazana zależność proporcjonalności.

W swojej hipotezie Avogadro wskazał, że dwa idealne gazy w tej samej objętości, w tej samej temperaturze i ciśnieniu zawierają taką samą liczbę cząsteczek.

To samo dotyczy gazów rzeczywistych; na przykład równa objętość O ₂ i N ₂ zawiera taką samą liczbę cząsteczek, gdy ma tę samą temperaturę i ciśnienie.

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

Konsekwencje i implikacje

Najbardziej znaczącą konsekwencją prawa Avogadro jest to, że stała R dla gazów doskonałych ma taką samą wartość dla wszystkich gazów.

R = PV / nT

Więc jeśli R jest stałe dla dwóch gazów:

P ₁ V ₁ / nT ₁ = P ₂ V ₂ / n ₂ T ₂ = stała

Przyrostki 1 i 2 reprezentują dwa różne gazy idealne. Wniosek jest taki, że idealna stała gazowa dla 1 mola gazu jest niezależna od rodzaju gazu. Wtedy objętość zajmowana przez tę ilość gazu przy danej temperaturze i ciśnieniu będzie zawsze taka sama.

Konsekwencją zastosowania prawa Avogadro jest ustalenie, że 1 mol gazu zajmuje objętość 22,414 litrów przy ciśnieniu 1 atmosfery i temperaturze 0 ºC (273 K).

Inna oczywista konsekwencja jest następująca: jeśli ciśnienie i temperatura są stałe, to wraz ze wzrostem ilości gazu zwiększy się również jego objętość.

początki

W 1811 r. Avogadro przedstawił swoją hipotezę opartą na teorii atomowej Daltona i prawie Gay-Lussaca dotyczącym wektorów ruchu cząsteczek.

Gay-Lussac doszedł do wniosku w 1809 r., Że „gazy, niezależnie od proporcji, w jakich można je połączyć, zawsze dają początek związkom, których pierwiastki mierzone w objętości są zawsze wielokrotnościami innego”.

Ten sam autor wykazał również, że „kombinacje gazów zawsze zachodzą według bardzo prostych zależności objętościowych”.

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

Zgodnie z tym stwierdzeniem związek między reagentem a cząsteczkami produktu musi być liczbą całkowitą, ponieważ istnienie zerwania wiązania przed reakcją (pojedynczych atomów) jest mało prawdopodobne. Jednak ilości molowe można wyrazić jako wartości ułamkowe.

Z kolei prawo objętości kombinacji wskazuje, że zależność liczbowa między objętościami gazów jest również prosta i całkowita. Powoduje to bezpośredni związek między objętościami i liczbą cząsteczek gatunków gazowych.

Hipoteza Avogadro

Avogadro zaproponował, że cząsteczki gazu są dwuatomowe. Wyjaśniło to, jak dwie objętości wodoru cząsteczkowego łączą się z jedną objętością tlenu cząsteczkowego, dając dwie objętości wody.

Ponadto Avogadro zaproponował, że jeśli równe objętości gazów zawierają równą liczbę cząstek, to stosunek gęstości gazów powinien być równy stosunkowi mas cząsteczkowych tych cząstek.

Oczywiście podzielenie d1 przez d2 daje iloraz m1 / m2, ponieważ objętość zajmowana przez masy gazowe jest taka sama dla obu gatunków i anuluje:

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

d1 / d2 = m1 / m2

Numer Avogadro

Jeden mol zawiera 6,022 x 10 ²³ cząsteczek lub atomów. Liczba ta nazywa się liczbą Avogadro, chociaż to nie on ją obliczył. Jean Pierre, laureat Nagrody Nobla z 1926 r., Dokonał odpowiednich pomiarów i zaproponował nazwę na cześć Avogadro.

Eksperyment Avogadro

Bardzo prosta demonstracja prawa Avogadro polega na umieszczeniu kwasu octowego w szklanej butelce, a następnie dodaniu wodorowęglanu sodu, zamykając otwór butelki balonem, który zapobiega przedostawaniu się lub wydostawaniu się gazu z wnętrza butelki .

Kwas octowy reaguje z wodorowęglanem sodu, uwalniając CO ₂ . Gaz gromadzi się w balonie powodując jego napełnienie. Teoretycznie objętość osiągnięta przez balon jest proporcjonalna do liczby cząsteczek CO ₂ , zgodnie z prawem Avogadro.

Jednak ten eksperyment ma pewne ograniczenie: balon jest ciałem sprężystym; W związku z tym, jak jego ścianka rozciąga się na skutek gromadzenia się CO ₂ , wytwarzana jest siła w tym, że przeciwstawia się jego rozciąganie i stara się zmniejszyć objętość balonu.

Eksperymentuj z komercyjnymi kontenerami

Inny przykładowy eksperyment prawa Avogadro został przedstawiony z użyciem puszek po napojach i plastikowych butelek.

W przypadku puszek po napojach wlewa się do nich wodorowęglan sodu, a następnie dodaje się roztwór kwasu cytrynowego. Związki reagują ze sobą, uwalniając gaz CO ₂ , który gromadzi się w puszce.

Następnie stężony roztwór wodorotlenku sodu, który ma funkcję „maskujących” CO ₂ . Dostęp do wnętrza puszki jest następnie szybko zamykany za pomocą taśmy maskującej.

Po pewnym czasie można zaobserwować, że puszka kurczy się, wskazując, że zmniejszyła się obecność CO ₂ . Wtedy można by pomyśleć, że zgodnie z prawem Avogadro następuje zmniejszenie objętości puszki, co odpowiada zmniejszeniu się liczby cząsteczek CO ₂ .

W eksperymencie z butelką postępuje się tak samo jak w przypadku puszki po napoju, a po dodaniu NaOH wlot butelki jest zamykany pokrywką; podobnie obserwuje się kurczenie się ścianki butelki. Dzięki temu można przeprowadzić taką samą analizę, jak w przypadku sody.

Przykłady

Trzy poniższe obrazy ilustrują koncepcję prawa Avogadro, odnoszącego się do objętości zajmowanej przez gazy oraz liczby cząsteczek reagentów i produktów.

LUB

Objętość gazowego wodoru jest podwójna, ale zajmuje on ten sam rozmiar co gazowy tlen.

N

N

Bibliografia

1. Dr Bernard Fernandez (Luty 2009). Dwie hipotezy Avogadro (1811). . Zaczerpnięte z: bibnum.education.fr
2. Nuria Martínez Medina. (5 lipca 2012). Avogadro, wielki włoski naukowiec XIX wieku. Zaczerpnięte z: rtve.es
3. Muñoz R. i Bertomeu Sánchez JR (2003) The history of science in handbooks: Avogadro's hypothesis, Enseñanza de las Ciencias, 21 (1), 147-161.
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (1 lutego 2018). Co to jest prawo Avogadro? Zaczerpnięte z: thinkco.com
5. Redaktorzy Encyclopaedia Britannica. (26 października 2016). Prawo Avogadro. Encyclopædia Britannica. Zaczerpnięte z: britannica.com
6. Yang, SP (2002). Produkty gospodarstwa domowego używane do zawalania zamykanych pojemników i demonstrowania prawa Avogadro. Wychowawca chemii. Tom: 7, strony: 37-39.
7. Glasstone, S. (1968). Traktat o chemii fizycznej. 2 ^daje Exp. Redakcja Aguilar.