Закон авогадро в физике кратко

Обновлено: 04.07.2024

итальянский учёный-химик, первооткрыватель фундаментального физико-химического закона, названного его именем.

Закон Авогадро : в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. (1811 г, итальянский учёный Амедео Авогадро)

Cледствия из закона Авогадро :

1 следствие:

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Так, 6,02 ∙ 10 23 молекул (1 моль) любого газа и любой смеси газов при (н.у.) занимает объём равный 22,4 л.

Такой объём называется молярным объёмом и обозначается V _m

Молярный объём V _m – это постоянная величина для веществ – газов при нормальных условиях (н.у.) V _m = 22,4 л/моль

Нормальными условиями (н.у.) для газов считаются:

P ₀ = 1 атм. = 101325 Па = 760 мм. рт. ст.

T ₀ = 273,15 К = 0°С

Взаимосвязь молярной массы, молярного объёма, числа Авогадро и количества вещества:

ν = V/V _m = N/N _a = m/M

При решении задачек по физике периодически встречается такая константа, как число Авогадро . Число это появилось не случайно, а является следствием закона Авогадро .

Давайте обсудим этот закон в режиме "для чайников" . Правда относится он больше к химии, нежели к физике, но и в физике мы встретим его ни раз, а уж инженеру этак вообще нужно знать всё :).

Начнем, пожалуй, с самого Амедео Авогадро. Чуть выше приведен его портрет и я надеюсь, что выглядел он не так, как его изображают :). Ибо статуя Авогадро гораздо более лицеприятная. Да и с именем парню "повезло". Амедео звучит почти как A-media. Название какой-то фирмы по продаже болванок. Ну да ладно. Человек внёс огромный вклад в развитие химии и физической химии, открыв воистину фундаментальный закон. Поэтому, подшучивать над внешностью как-то неуместно.

Интересно отметить, что закон был открыт гораздо раньше, чем его удалось доказать экспериментально и существовал чисто в эмпирическом виде. Позже исследователи подтвердили, что Авогадро был совершенно прав и закон назвали его именем .

Формулировка закона Авогадро

В равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температурах и давлениях , содержится одно и то же количество молекул

Встречается и ещё одна формулировка, которая, собственно, следует из закона.

Один моль любого газа при одинаковых температуре и давлении занимает один и тот же объём при нормальных условиях, равный 22,4 л

Напомню, что нормальные условия - это давление 1 атмосфера и температура 273,15 К.

Разбираем текст закона

Теперь разберем сам текст закона . Какие вопросы тут могут возникнуть?

Обратите внимание, что речь идёт про равные объемы . Если взять кислород и азот в разных объемах, одного кубический метр, а второго - два кубических метра, то соотношение Авогадро уже не выполняется.

Важно также отметить, что мы говорим про идеальные газы . Сравниваем именно их. Если же газ близок к идеальному, то чем он дальше от идеального, тем больше отклонение от закона Авогадро. Напомню, что идеальные газы - это такие газы, у которых нет взаимодействия между частицами, а размеры пренебрежимо малы. Правда про идеальные газы полезно знать побольше, но это тема отдельного материала.

Отдельно отмечается, что должны соответствовать давление и температура . Это тоже логично. Ведь это только в теории мы можем представить себе "кубик" газа, будь то водород или кислород, который обособлен. В реальности всё немного иначе и вытянуть такой кусок не получится. От того и множество влияний, который следовало бы учитывать при изменении давления и температуры. Если газы рассматривать при разных температурах и давлениях, то и та же плотность газов будет отличаться от тех, при которых мы проводим сравнение. Значит в глобальных масштабах частицы смогут перетекать из одного объема в другой, что уже некорректно.

Ну и интересная фраза " содержится одно и то же количество молекул ". А какое это количество молекул? :). Про то, как его определяли и определяют до сих пор есть множество статей. Например, про это я писал на своем сайте .

6,02 ∙ 1023 молекул (1 моль) газа или смеси газов при н.у. занимает объём равный 22,4 л. Это количество молекул и есть число Авогадро Nа = 6,022 140 76⋅1023 моль−1.

Правда если уж мы заговорили про число Авогадро, то там употребляется формулировка "структурных единиц", вместо "молекул". Да и "сфера действия" распространяется на все тела. Тогда как закон Авогадро справедлив только для твердых тел .

Как появился закон Авогадро и почему стоит ему доверять

Пытливые умы, конечно же, начинают вникать в возможность существования закона Авогадро не только на бумаге . Давайте посмотрим, как всё начиналось и что является подтверждением обозначенного выше закона.

Гей-Люссак изучал реакцию, в которой из двух газов – хлористого водорода и аммиака получался твердых хлорид амония .

При многократных повторениях эксперимента обнаружилось, что для реакции требуются равные объемы обоих газов . Если одного газа было больше другого, то в результате реакции, тот газ которого больше, оставался неиспользованным. Причем именно в таком количестве, во сколько раз его было больше.

Гей-Люссак записал эти наблюдения в свой "живой журнал" и сам забыл об этом :). Но эти записи ненароком попали к Амедео Авогадро.

Авогадро сделал вывод, что равные объемы любых газов содержат равное число молекул . Или же как ещё объяснить наблюдение, что в результате взаимодействия неравных объемов, в дело идут только равные их части!?

Объяснение было простым. Для того, чтобы наблюдалась описываемая картина, нужно чтобы каждая из частичек рассматриваемого газа провзаимодействовала с частичкой другого газа. " Один на один ", скажем так.

Впоследствии гипотеза подтвердилось в многочисленных экспериментах для множества газов . Воспроизводилось результата и дала понимание того, что мы имеем дело не со спецификой какого-то конкретного набора газов, которые оказались в паре, а со всеобъемлющим законом.

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:

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

Содержание

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. [1]

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:

$\frac<PV></p> <p> = \frac$
.

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 [2] тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d — удельный вес [3] 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 СН₂ или C₂H₄, C₄H₈ и вообще (СН₂)_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 C₁₁H₂₂ отвечает частичный вес 154, формуле C₁₂H₂₄ — 168, а C₁₃H₂₆ — 182. Формула C₁₂H₂₄ близко отвечает наблюденной величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода CH₂.

Читайте также: