2. Закон Авогадро и его следствия.

Закон Авогадро.

Амадео Авогадро в 1811 году выдвинул гипотезу, которая в дальнейшем была подтверждена опытными данными и потому стала называться законом Авогадро:

Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул.

Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. Таким образом, при соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, которые образуют молекулы хлористого водорода. Из одной молекулы хлора и одной молекулы водорода образуется две молекулы хлористого водорода.

Следствия закона Авогадро.

Равные количества газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (давлении и температуре), занимают равные объемы. В частности: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22.4 литра. Этот объем называют молярным объемом газа. Нормальные условия: 273К, 760мм рт. ст. или 1,01*10^5Па.

Плотности любых газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (Т, Р), относятся как их мольные (молярные) массы.

Отношение плотностей – относительная плотность одного газа по другому (D отн. ), тогда отношение молярных масс – тоже равно D отн.

Если относительная плотность газа определена по водороду или по воздуху, то значение μ=2Dн и μ=29Dвозд. Где 29 – мольная масса воздуха.

Если газ находится в реальных условиях, то его объем вычисляется по формуле Менделеева-Клапейрона:

P*V=(m/μ)*R*T, где R=8,31 Дж/моль*К

Газовые смеси.

Если в газовой смеси нет взаимодействия, то каждый газ смеси обладает своими индивидуальными свойствами и подчиняется рассмотренным ранее законам.

Состав газовых смесей может выражаться: массовыми, объемными, мольными долями.

Массовая доля газа – отношение массы газа к массе всей газовой смеси.

Объемная доля газа – отношение объема газа к объему всей смеси.

Мольная доля газа – отношение числа молей газа к числу молей смеси.

Одним из следствий закона Авогадро: объемная доля = мольной доле.

Основные характеристики газовой смеси суммируются из характеристик ее компонентов. Так общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газа.

3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.

Эквивалент.

Эквивалентом вещества (элемента) Э называется такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества (элемента). Например, найдем эквивалент некоторых веществ: HCl – 1 моль, H2O. С одним молем водорода соединяется 1 моль хлора и ½ атомов кислорода, и следовательно эквиваленты равна соответственно 1 и ½.

Эквивалентная масса и эквивалентный объем.

Эквивалентная масса (Эм) называется масса одного эквивалента вещества (элемента).

Эквивалентные массы ранее рассмотренных элементов равны Эм(Cl)=35.3 г/моль, Эм(O)=8 г/моль.

Эквивалентную массу любого элемента можно определить по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная величина степени окисления в соединениях. Поскольку большинство элементов имеют переменную степень окисления, то значения их эквивалентов в различных соединениях различно. Например найдем

Если в задаче указаны объемы газов, то удобнее пользоваться понятием эквивалентный объем, вычисляемый с помощью закона Авогадро. Эквивалентным объемом называется объем занимаемый при н.у. одним эквивалентом вещества. Так 1 моль водорода, т.е. 2г. Занимает объем 22.4л., следовательно 1г. (т.е. одна эквивалентная масса), будет занимать 11,2л. Аналогично можно найти эквивалентный объем кислорода который равен 5.6л.

Закон эквивалентов.

Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны изх эквивалентным массам. m1/m2=Эм1/Эм2

Для химической реакции:

νаА+νвВ=νсС+νдД справедливо nЭм(А)=nЭм(В)=nЭм(С)=nЭм(Д)

Где nЭм – число эквивалентных масс. Поэтому если известно число эквивалентных масс одного из веществ, то отпадает необходимость в подсчете числа Эм оставшихся веществ. Очевидно, что число эквивалентных масс равно отношению массы вещества к эквивалентной массе.

Закон эквивалентов для эквивалентных объемов записывается в следующем виде:

Эквивалентные массы сложных соединений.

На основе закона эквивалентных масс справедливы следующие формулы для расчета Эм:

Эм(оксида)=μ(оксида)/∑СОэл-та,где ∑СОэл-та – суммарная степень окисления одного из элементов (она равна произведению степери окисления элемента на число атомов этого элемента)

Эм(соли)=μ(соли)/∑z , где ∑z – суммарный заряд иона (катиона или аниона).

Эм(кислоты)=μ(кислоты)/nh(основность-число Н)

Эм(основания)=μ(основания)/nон(кислотность основания – число ОН)

H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O

3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O

Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4

4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности.

Электрон является объектом микромира и в своем поведении он подчиняется особым законам, не похожим на законы макромира. Движение объектов микромира описывается не законами механики Ньютона, а законами квантовой механики. Квантовая механики основывается на двух основных принципах.

Принцип корпускулярно-волнового дуализма.

Согласно этому принципу поведение объектов микромира может быть описано как движение частицы (корпускулы) и как волновой процесс. Физически это представить невозможно. Математически это описывается уравнением Де Бройля:

ק=(h*ν)/m*υ, где ν – длина волны, соответствующая электрону массой m и движущегося со скоростью υ.

Принцип неопределенности Гейзенберга.

Для электрона не возможно с какой либо точностью определить координату х и импульс (px=m*Vx, где Vx – скорость электрона в направлении координаты х)

Неопределенности (погрешности) нашего знания о величинах х и рх. Мы можем говорить лишь о вероятностном расположении электрона в этом месте. Чем точнее мы определяем х, тем неопределеннее для нас становится величина рх.

Из этих двух принципов складывается ветоятностно-статистический характер квантовой механики.

6. Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах). Электронные формулы многоэлектронных атомов на примере элементов 2 и 3 периодов. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные формулы элементов в основном и возбужденных состояниях на примере атомов азота, углерода, серы.

Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах).

Согласно принципу минимума энергии, наиболее точным состоянием атома будет то, при котором электроны размещаются на орбиталях с наименьшей энергией. Состояние атома, которое характеризуется минимальным значением энергии электрона называется основным (невозбужденным).

Порядок заполнения орбиталей энергетически определяется:

1).принцип минимума энергии

2).принцип Паули

3).правило Хунда

Принцип наименьшей энергии

Так появление второго электрона у атома гелия приводит к тому, что на эффект взаимодействия электрона с положительным ядром, влияет еще и сила отталкивания электронов между собой. При дальнейшем росте электронов, внутренние или основные электроны препятствуют взаимодействию внешних с ядром. То есть внутренние электроны экранируют внешние, В связи с этими причинами в многоэлектронных атомах различаются подуровни с соответственно различным значением энергии. Порядок чередования подуровней определяется двумя правилами Клечковского:

1).Меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением суммы n+l

2).При одинаковых значениях суммы меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением m

Таблица. 4s подуровень по энергии ниже, чем 3d подуровень, т.к. s электроны меньше экранируются, чем d электроны, т.к. могут ближе проникнуть к ядру.

Принцип Паули

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым наборов квантовых чисел. Таким образом, на одной орбитали может находится не более двух электронов, причем с разными спинами вращения.

Правило Хунда

Подуровень заполняется таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. То есть в пределах подуровня сначала заполняется максимальное число квантовых ячеек.

7. Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера. S -, p -, d -, f - элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе.

Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера.

При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера.

Кроме того, периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях.

S -, p -, d -, f - элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе.

Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни.

10.Ковалентность в методе валентных связей. Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях. Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl

Ковалентность в методе валентных связей.

Каждый атом предоставляет один из пары электронов. Общее число электронных пар, которое он образует с атомами других элементов, называется ковалентностью.

Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях.

Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl в рамках метода валентных связей.

Пусть температура постоянна (\(T=const \) ), давление не изменяется (\(p=const \) ), объем постоянный \((V=const) \) : \((N) \) - число частиц (молекул) любого идеального газа величина неизменная. Это утверждение называется законом Авогадро.

Закон Авогадро звучит следующим образом:

В равных объемах газов (V ) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р ) содержится одинаковое число молекул.

Закон Авогадро был открыт в 1811 г Амедео Авогадро . Предпосылкой для это­го стало правило кратных отношений: при одинаковых ус­ловиях объемы газов, вступа­ющих в реакцию, находятся в простых соотношениях, как 1:1, 1:2, 1:3 и т. д.

Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил закон объемных отношений:

Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.

Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI).

Реальные газы, как правило, являются смесью чистых газов - кислорода, водоро­да, азота, гелия и т. п. Например, воздух состоит из 77 % азота, 21 % кислорода, 1 % водорода, остальные - инертные и прочие газы. Каждый из них создает давление на стенки сосуда, в котором находится.

Парциальное давление Давление, которое в смеси газов создает каждый газ в отдельности, как будто он один занимает весь объем, называется парциальным давлением (от лат. partialis - частичный)

Нормальные условия: p = 760 мм рт. ст. или 101 325 Па , t = 0 °С или 273 К .

Следствия из закона Авогадро

Следствие 1 из закона Авогадро Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа равен 22,4 л . Этот объем называют молярным объемом \(V_{\mu} \)

где \(V_{\mu} \) - молярный объем газа (размерность л/моль); \(V \) - объем вещества системы; \(n \) - количество вещества системы. Пример записи: \(V_{\mu} \) газа (н.у.) = 22,4 л/моль.

Следствие 2 из закона Авогадро Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью \(D \)

где \(m_1 \) и \(m_2 \) - молярные массы двух газообразных веществ.

Величина \(D \) определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа \(m_1 \) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам \(D \) и \(m_2 \) можно найти молярную массу исследуемого газа: \(m_1 = D \cdot m_2 \)

Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа \(V_{\mu} = 22,4 \) л/моль.

Относительную плотность чаще всего вычисляют по отношению к воздуху или водороду, используя, что молярные массы водорода и воздуха известны и равны, соответственно:

\[ {\mu }_{H_2}=2\cdot {10}^{-3}\frac{кг}{моль} \]

\[ {\mu }_{vozd}=29\cdot {10}^{-3}\frac{кг}{моль} \]

Очень часто при решении задач используется то, что при нормальных условиях (н.у.) (давлении в одну атмосферу или, что тоже самое \(p={10}^5Па=760\ мм\ рт.ст,\ t=0^o C \) ) молярный объем любого идеального газа:

\[ \frac{RT}{p}=V_{\mu }=22,4\cdot {10}^{-3}\frac{м^3}{моль}=22,4\frac{л}{моль}\ . \]

Концентрацию молекул идеального газа при нормальных условиях:

\[ n_L=\frac{N_A}{V_{\mu }}=2,686754\cdot {10}^{25}м^{-3}\ , \]

называют числом Лошмидта .

Изучение свойств газов позволило итальянскому физику А. Авогадро в 1811г. высказать гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными, и стала называться законом Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: моль любого газа при нормальных условиях (0С (273 К) и давлении 101,3 кПа) занимает объем, равный 22,4 л. В этом объеме содержится 6,02 10 23 молекул газа (число Авогадро).

Из закона Авогадро также следует, что массы равных объемов различных газов при одинаковых температуре и давлении относятся друг к другу как молярные массы этих газов:

где m 1 и m 2 – массы,

М 1 и М 2 – молекулярные массы первого и второго газов.

Поскольку масса вещества определяется по формуле

где ρ – плотность г аза,

V – объем газа,

то плотности различных газов при одинаковых условиях пропорциональны их молярным массам. На этом следствии из закона Авогадро основан простейший метод определения молярной массы веществ, находящихся в газообразном состоянии.

.

Из этого уравнения можно определить молярную массу газа:

.

2.4 Закон объемных отношений

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакций, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа, равные их стехиометрическим коэффициентам .

Например, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O при взаимодействии двух объемов водорода и одного объема кислорода образуются два объема водяного пара. Закон справедлив в том случае, когда измерения объемов проведены при одном и том же давлении и одной и той же температуре.

2.5 Закон эквивалентов

Введение в химию понятий «эквивалент» и «молярная масса эквивалентов» позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов .

Следует остановиться на понятии объема моля эквивалентов газа. Как следует из закона Авогадро, моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Соответственно, для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число моль эквивалентов в одном моле. Так как один моль водорода содержит 2 моля эквивалентов водорода, то 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем:

3 Решение типовых задач

3.1 Моль. Молярная масса. Молярный объем

Задача 1. Сколько молей сульфида железа (II) содержится в 8,8 г FeS?

Решение Определяем молярную массу (М) сульфида железа (II).

M(FeS)= 56 +32 = 8 8 г/моль

Рассчитаем, сколько молей содержится в 8,8 г FeS:

n = 8.8 ∕ 88 = 0.1 моль.

Задача 2. Сколько молекул содержится в 54 г воды? Чему равна масса одной молекулы воды?

Решение Определяем молярную массу воды.

М(Н 2 О) = 18 г/моль.

Следовательно, в 54 г воды содержится 54/18 = 3 моль Н 2 О. Один моль любого вещества содержит 6,02  10 23 молекул. Тогда в 3 молях (54г Н 2 О) содержится 6,02  10 23  3 = 18,06  10 23 молекул.

Определим массу одной молекулы воды:

m H2O = 18 ∕ (6,02 · 10 23) = 2,99 ·10 23 г.

Задача 3. Сколько молей и молекул содержится в 1 м 3 любого газа при нормальных условиях?

Решение 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Следовательно, в 1 м 3 (1000 л) будет содержаться 44,6 молей газа:

n = 1000/ 22.4 = 44,6 моль.

1 моль любого газа содержит 6,02  10 23 молекул. Из этого следует, что в 1 м 3 любого газа при нормальных условиях содержится

6,02  10 23  44,6 = 2,68  10 25 молекул.

Задача 4. Выразите в молях:

а) 6,02  10 22 молекул С 2 Н 2 ;

б) 1,80  10 24 атомов азота;

в) 3,01  10 23 молекул NH 3 .

Какова молярная масса указанных веществ?

Решение Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного вида, равное постоянной Авогадро. Отсюда

а)n С2Н2 = 6,02 · 10 22 /6,02 · 10 23 = 0,1 моль;

б) n N =1,8 · 10 24 / 6,02 · 10 23 = 3 моля;

в) n NH3 =3,01 ·10 23 / 6,02 · 10 23 = 0,5 моль.

Молярная масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе.

Следовательно, молярные массы данных веществ равны:

а) М(С 2 Н 2) = 26 г/моль;

б) М(N) = 14 г/моль;

в) М(NH 3) = 17 г/моль.

Задача 5. Определите молярную массу газа, если при нормальных условиях 0,824 г его занимают объем 0,260 л.

Решение При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Вычислив массу 22,4 л данного газа, мы узнаем его молярную массу.

0,824 г газа занимают объем 0,260 л

Х г газа занимают объем 22,4 л

Х = 22,4 · 0,824 ∕ 0,260 = 71 г.

Следовательно, молярная масса газа равна 71 г/моль.

3.2 Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалентов

Задача 1. Вычислите эквивалент, фактор эквивалентности и молярную массу эквивалентов Н 3 РО 4 при реакциях обмена, в результате которых образуются кислые и нормальные соли.

Решение Запишем уравнения реакций взаимодействия фосфорной кислоты со щелочью:

Н 3 РО 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O; (1)

Н 3 РО 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O; (2)

Н 3 РО 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O. (3)

Так как фосфорная кислота – трехосновная кислота, она образует две кислые соли (NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия и Na 2 HPO 4 – гидрофосфат натрия) и одну среднюю соль (Na 3 PO 4 – фосфат натрия).

В реакции (1) фосфорная кислота обменивает на металл один атом водорода, т.е. ведет себя как одноосновная кислота, поэтому f э (Н 3 РО 4) в реакции (1) равен 1; Э(Н 3 РО 4) = Н 3 РО 4 ; М э (Н 3 РО 4) = 1· М(Н 3 РО 4) = 98 г/моль.

В реакции (2) фосфорная кислота обменивает на металл два атома водорода, т.е. ведет себя как двухосновная кислота, поэтому f э (Н 3 РО 4) в реакции (2) равен 1/2; Э(Н 3 РО 4) = 1/2Н 3 РО 4 ; М э (Н 3 РО 4) = 1/2 · М (Н 3 РО 4) = 49 г/моль.

В реакции (3) фосфорная кислота ведет себя как трехосновная кислота, поэтому f э (Н 3 РО 4) в данной реакции равен 1/3; Э(Н 3 РО 4) = 1/3Н 3 РО 4 ; М э (Н 3 РО 4) = 1/3 · М (Н 3 РО 4) = 32,67 г/моль.

Задача 2 . Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их эквиваленты, факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов.

Решение Запишем уравнения происходящих реакций:

КН 2 РО 4 + 2КОН = К 3 РО 4 + 2 Н 2 О;

Bi(OH) 2 NO 3 + KOH = Bi(OH) 3 + KNO 3 .

Для определения эквивалента, фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента можно использовать различные подходы.

Первыйоснован на том, что вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах.

Дигидрофосфат калия взаимодействует с двумя эквивалентами гидроксида калия, т. к. Э(КОН) = КОН. C одним эквивалентом КОН взаимодействует 1/2 KH 2 PO 4 , следовательно, Э(КН 2 PO 4) = 1/2KH 2 PO 4 ; f э (KH 2 PO 4) = 1/2; Мэ (KH 2 PO 4) = 1/2 ·М(KH 2 PO 4) = 68 г/моль.

Нитрат дигидроксовисмута (III) взаимодействует с одним эквивалентом гидроксида калия, следовательно, Э(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3 ; f э (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; М э (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · М(Bi(OH) 2 NO 3) = 305 г/моль.

Второй подход основан на том, что фактор эквивалентности сложного вещества равен единице, деленной на число эквивалентности, т.е. число образовавшихся либо перестроившихся связей.

Дигидрофосфат калия при взаимодействии с КОН обменивает на металл два атома водорода, следовательно, f э (КН 2 РО 4)= 1/2; Э(КН 2 РО 4) = 1/2 КН 2 РО 4 ; М э (1/2 КН 2 РО 4) = 1/2 · М (КН 2 РО 4) = 68 г/моль.

Нитрат дигидроксовисмута (III) при реакции с гидроксидом калия обменивает одну группу NO 3 – , следовательно, (Bi(OH) 2 NO 3) = 1; Э(Bi(OH) 2 NO 3) = Bi(OH) 2 NO 3 ; М э (Bi(OH) 2 NO 3) = 1 · М э (Bi(OH) 2 NO 3) = 305 г/моль.

Задача 3. При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему равны молярная и атомная масса металла?

Р ешение Согласно закону сохранения массы веществ, масса оксида металла, образовавшегося при окислении металла кислородом, равна сумме масс металла и кислорода.

Следовательно, масса кислорода, необходимого для образования 21,5 г оксида при окислении 16,74 г металла, составит:

21,54 – 16,74 = 4,8 г.

Согласно закону эквивалентов

m Me ∕ M э (Me) = mO 2 ∕ M э (O 2); 16,74 ∕ M э (Me) = 4,8 ∕ 8.

Следовательно, М э(Ме) = (16,74 · 8) ∕ 4,8 = 28 г/моль.

Молярная масса эквивалента оксида может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов металла и кислорода:

Мэ(МеО) = M э (Me) + M э (O 2) = 28 + 8 + 36 г/моль.

Молярная масса двухвалентного металла равна:

М (Ме) = Мэ (Ме) ∕ fэ(Ме) = 28 ∕ 1 ∕ 2 = 56 г/моль.

Атомная масса металла (A r (Me)), выраженная в а.е.м., численно равна молярной массе A r (Me) = 56 а.е.м.

История

Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку . Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком Амедео Авогадро .

Следствия закона

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём .

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л . Этот объём называют молярным объёмом газа V m . Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона :

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму .

Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d - удельный вес его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха , принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицу удельный вес водорода . Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём через С , мы из формулы имеем с другой стороны m = dC . Так как удельный вес пара определяется легко, то, подставляя значение d в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Элементарный анализ, например, одного из полибутиленов указывает, в нём пайное отношение углерода к водороду, как 1 к 2, а потому частичный вес его может быть выражен формулой СН 2 или C 2 H 4 , C 4 H 8 и вообще (СН 2) n . Частичный вес этого углеводорода тотчас определяется, следуя закону Авогадро, раз мы знаем удельный вес, т. е. плотность его пара; он определен Бутлеровым и оказался 5,85 (по отношению к воздуху); т. е. частичный вес его будет 5,85 · 28,9 = 169,06. Формуле C 11 H 22 отвечает частичный вес 154, формуле C 12 H 24 - 168, а C 13 H 26 - 182. Формула C 12 H 24 близко отвечает наблюденной величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода CH 2 .

Примечания

Ссылки

• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Закон Авогадро" в других словарях:

ЗАКОН АВОГАДРО - равные объёмы любых идеальных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) содержат одинаковое число частиц (молекул, атомов). Эквивалентная формулировка: при одинаковых давлении и температуре одинаковые количества вещества различных… … Большая политехническая энциклопедия

закон Авогадро - – закон, согласно которому в равных объемах идеальных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Словарь по аналитической химии … Химические термины

закон Авогадро - Avogadro dėsnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys: angl. Avogadro’s hypothesis; Avogadro’s law; Avogadro’s principle vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

закон Авогадро - Avogadro dėsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. Avogadro’s hypothesis; Avogadro’s law vok. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, m rus. закон Авогадро, m pranc. hypothèse d’Avogadro, f; loi d’Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas

закон Авогадро - Avogadro dėsnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. priede. priedas(ai) MS Word formatas atitikmenys: angl. Avogadro’s law vok. Avogadrosches Gesetz, n rus. закон Авогадро, m pranc. loi d’Avogadro, f … Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas

См. Химия и Газы. З. вечности вещества, или сохранения массы материи, см. Вещество, Лавуазье, Химия. З. Генри Дальтона см. Растворы. З. Гибса Ле Шателье см. Обратимость химических реакций. З. (теплоемкостей) Дюлонга и Пти см. Теплота и Химия. З.… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Необходимое, существенное, устойчивое, повторяющееся отношение между явлениями. 3. выражает связь между предметами, составными элементами данного предмета, между свойствами вещей, а также между свойствами внутри вещи. Существуют 3.… … Философская энциклопедия

АВОГАДРО ЗАКОН - (Avogadro), основан на высказанной в 1811 г. итальянским физиком Авогадро гипотезе, гласящей, что «при одинаковых условиях t° и давления, в равных объемах всех газов содержится одно и то же число молекул». Из этой гипотезы.,… … Большая медицинская энциклопедия

- (Avogadro) Амедео, граф ди Кваренья (1776 1856), итальянский физик и химик. В 1811 г. выдвинул гипотезу (ныне известную как закон Авогадро) о том, что равные объемы газов при одном давлении и одинаковой температуре содержат одинаковое число… … Научно-технический энциклопедический словарь

- (Avogadro) Амедео (1776 1856), итальянский физик и химик. Основатель молекулярной теории строения вещества (1811). Установил один из газовых законов (1811; закон Авогадро), согласно которому в равных объемах идеальных газов при одинаковых… … Современная энциклопедия

Книги

• Амедео Авогадро. Очерк жизни и деятельности , Г. В. Быков. Итальянскому физику первой половины XIX в. Амедео Авогадро принадлежит закон, носящий его имя. По словам извести го ученого, лауреата Нобелевской премии Л. Полинга, труды Авогадро лежат в…