Раздел 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

§ 1.11. Газовые законы. Закон Авогадро. Молярный объем газа

Поскольку газы являются самым простым объектом для исследования, то их свойства и реакции между газуватими веществами изучены наиболее полно.

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

объемы газов, вступающих в реакцию при одинаковых условиях (температура и давление), относятся между собой как простые целые числа.

Например, 1 л хлора сочетается с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы(I V ) сочетаются с 1 л кислорода, образуя 2 л оксида серы( V И).

Этот закон позволил итальянскому ученому А. Авогадро предположить, что молекулы простых газов (водорода, кислорода, азота, хлора и других) состоят из двух одинаковых атомов. Во время соединения водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, а последние образуют молекулы хлороводорода. Но поскольку из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора образуются две молекулы хлороводорода, то и объем последнего должен быть равен сумме объемов исходных газов, т. е.

Итак, объемные отношения легко объясняются, если исходить из представления о двохатомність молекул простых газов (Н2, С l 2 , O 2 , N 2 и другие). Это, в свою очередь, доказательством двохатомності молекул этих веществ.

Изучение свойств газов позволило возможность А. Авогадро выдвинуть гипотезу, которая впоследствии была подтверждена исследовательскими данным, а поэтому названная законом Авогадро:

в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое количество молекул.

Из закона Авогадро вытекает важное следствие: при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем. Этот объем можно вычислить, если известна масса 1 л газа. При нормальных условиях, то есть за температуры 273 К (0°С) и давлении 101 325 Па (1 атм), масса 1 л водорода равна 0,09 г, молярная масса его равна 1,008 ∙ 2 = 2,016 г/моль. Тогда объем его занимает 1 моль водорода, равна:

При этих же условиях масса 1 л кислорода равна 1,429 г; молярная масса — 32 г/моль. Тогда объем равен:

Это означает, что при нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа 1 .

Молярный объем газа — это отношение объема вещества к количеству этого вещества:

(1.6)

1 Точное значение (22,4 1383 ± 0,0 070) л/моль.

где Vm — молярный объем газа (обозначение единицы м /моль или л/моль); V — объем вещества системы; n — количество вещества системы. Пример записи: Vm газа (н. в.) =22,4 л/моль.

В 1860 г. на Международном съезде химиков в г. Карлсруэ учение Авогадро получило всеобщее признание. Съезд дал сильный толчок развитию атомно-молекулярного учения, который стал особенно бурным после открытия Д. И. Менделеевым периодического закона химических элементов.

На основе закона Авогадро определяют молярные массы газированных веществ. Чем больше масса молекул газа, тем больше масса одного и того же объема газа. В одинаковых объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а значит, и молей газов. Отношение масс одинаковых объемов газов равно отношению их молярных масс:

где m 1 — масса определенного объема первого газа; m 2 — масса такого же объема второго газа; М1, M2 — молярные массы соответственно первого и второго газов.

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа, взятого при одинаковых условий) называется плотностью первого газа по второму (обозначается буквой D ):

(1.7)

Конечно плотность газа определяют по отношению к самому легкому газу — водороду (обозначают D Н2). Молярная масса водорода равна 2,016 г/моль или приближенно 2 г/моль. Поэтому будем иметь:

Молекулярная масса вещества в газуватому состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

Часто плотность газа определяют относительно воздуха ( Dn ). Хотя воздух является смесью газов, все же говорят о его средней молярну массу. Она равна 29 г/моль 1 . В этом случае молярная масса определяется выражением

Определение молекулярных масс показало, что молекулы простых газов состоят из двух атомов (Н2, F 2 , С l 2 , В r , N 2 ), а молекулы благородных газов — с одного атома (Не, Ne , А r , К r , Хе, Rn ). Для благородных газов понятия “молекула” и “атом” равноценны. Однако молекулы некоторых других простых веществ состоят из трех и более атомов, например молекулы озона О 3 , фосфора Р4, пары серы за невысоких температур S 8 .

На основе закона Авогадро осуществляют разные расчеты — вычисления объема, массы, плотности газов при нормальных условиях, молярной массы газированных веществ, а также относительной плотности газов (см. § 1.12).

Для решения расчетных химических задач, связанных с газуватими веществами, часто приходится использовать газовые законы, изучаемые в школьном курсе физики. Не рассматривая их здесь подробно, запишем лишь формулировки и формулы, необходимые для расчетов.

Закон Бойля — Мариотта: при постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится. Отсюда

где р — давление; V — объем газа.

Закон Гей-Люссака: при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре, то есть

V / T = const , (1.11)

где Т — температура в кельвинах (К).

Объединенный газовый закон Бойля — Мариотта и Гей — Люссака:

pV /Т = const . (1.12)

Эта формула обычно применяется для вычисления объема газа при данных условиях, если известен его объем при других

1 Среднюю молярну массу воздуха легко вычислить, если учесть, что воздух состоит приблизительно из 4 объемов азота (молярная масса 28 г/моль) и 1 объема кислорода (молярная масса 32 г/моль), то есть 4 N 2 + O2. Тогда г/моль (округлены 29 г/моль).

условий. Если осуществляется переход от нормальных условий (или к нормальным условиям), то эту формулу записывают так:

(1.13)

где р0, V 0 , Т0 — соответственно давление, объем и температура газа при нормальных условиях (р0= 101 325 Па, Т0 = 273 К).

Если известна масса или количество газа, а нужно вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева — Клапейрона:

(1.15)

где n — количество вещества газа, моль; m — масса, г; М — молярная масса газа, г/моль; R — универсальная газовая постоянная. R = 8,31 Дж/(моль • К) .

Использование газовых законов для решение расчетных задач по химии рассмотрены ниже.

1 Это значение используют, если давление измеряется в паскалях, а объем — в метрах кубических, или соответственно в кілопаскалях и литрах.

2 Во время решения задач используются округленные значения относительных атомных и молярных масс, кроме отдельных случаев, которые указываются.

schooled.ru

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Закон Авогадро атомов

Контрольные вопросы. 1. Что такое атом молекула атомный вес молекулярный вес масса атома масса молекулы грамм-атом грамм-молекула 2. Чему равны молекулярный вес СОг и абсолютная масса молекулы СОа, выраженная в граммах 3. Как формулируется закон Авогадро 4. Какой объем занимает грамм-молекула любого газа при нормальных условиях 5. Что такое число Авогадро Чему оно равно 6. По формуле ацетилена СзНа [c.57]

Таким образом, после прочтения настоящего раздела мы убедились, что к концу 60-х годов прошлого века было неоспоримо доказано существование атомов и моле- кул, была разработана стройная атомно-молекулярная теория, на которой базировалась вся физика и химия того времени. Мы познакомились пока лишь с основными понятиями и некоторыми из основных законов химии. Подчеркнем еще раз, что атомно-молекулярная теория базировалась на представлении о том, что атом неделим. Вследствие этого атомно-молекулярная теория оказалась не в состоянии объяснить ряд экспериментальных фактов конца XIX — начала XX в., показавших, что атомы делимы, т.е. состоят из каких-то более мелких частиц. Более того, на основании только атомно-молекулярной теории трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому закон Авогадро и ряд других законов и понятий мы рассмотрим далее, когда познакомимся подробнее с современными представлениями о молекуле, веществе и т.д. [c.12]

Домашняя подготовка. Атомный и молекулярный веса. Грамм-атом и грамм-молекула. Закон Авогадро и следствия, вытекающие из него. Относительная и абсолютная плотность газа. Вывод формулы М—МгО. Уравнение Клапейрона—Менделеева. Приведение объема газа к нормальным условиям (н. у.). Газовая постоянная и ее размерность. Расчеты с применением газовых законов. [c.57]

В 1860 г, в Карлсруэ состоялся исторический съезд естествоиспытателей, в работах которого приняли участие Канниццаро, Дюма, Вюрц, Одлинг, Менделеев и др. Предметом обсуждения были теоретические понятия закон Авогадро, атом, молекула, эквивалент, унитарная теория Жерара. Менделеев принял унитарное учение, в противовес господствующему еще тогда дуализму, и остался верен ему в течение всей своей жизни, что и отразилось затем в Основах химии . [c.556]

Метод, при помощи которого в 1858 г. Канниццаро применил закон Авогадро для выбора примерно правильных атомных масс элементов, в основном сводился к следующему. Примем в соответствии с законом Авогадро в качестве молекулярной массы вещества массу в граммах 22,4 л этого вещества в газообразном состоянии, приведенном к стандартным условиям (можно пользоваться любым другим объемом — это будет соответствовать выбору различной основы для шкалы атомных масс). Весьма вероятно, что из многих соединений изучаемого элемента по крайней мере одно соединение будет содержать лишь один атом данного элемента в молекуле масса элемента в составе этого соединения, содержащегося в стандартном объеме газа, и будет атомной массой данного элемента. [c.91]

С. Канниццаро на основе закона Авогадро четко разграничил понятия атом , молекула и эквивалент предложил относить атомные и молекулярные массы к массе атома водорода, принятой за единицу. [c.645]

П ри м е ч ание. Когда в реакции участвуют газы (в данном случае водород), полезно, а иногда и необходимо, знать их объемы. Последние подсчитывают на основании того, что 1 г-мол любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем (закон Авогадро), а именно 22,4 л (при О С и 760 мм рт. ст.), или, что то же, 1 кг-мол занимает объем 22,4 м -К Исходя из реакции получения водорода из 2п и НС1, видно, что 1 г-атом цинка выделяет из НС1 1 г-мол, т. е. 22,4 л Нг. Следовательно, 1,53 г-атома 2п выделяет 22,4- 1,53 = 34,2 л Н2 (при 0°С и 760 мм рт. ст.). [c.47]

Возможность реакций неравными объемами, при общности закона Авогадро-Жерара, может зависеть от того, что участвующие вещества в момент реагирования претерпевают предварительное изменение разложение, изомерное (полимерное) превращение и т. п. Так, если из N-0 происходит видимо NO , из О образуется О и обратно, то нельзя отвергать возможности происхождения частиц, содержащих лишь один атом, напр., кислорода, равно как и иных полимерных форм. Но необходимо заметить, что, быть может, наши сведения в подобных случаях еще далеко не полны. Если есть гидразин или амид №Н й имид N №, с котором 2 объема водорода соединены с 2 объемами азота, то реагирование и здесь, быть может, сперва совершается в равных объемах. Если окажется, что прежде N№ происходит менее прочный имид №Н , который может распадаться с образованием аммиака, то и здесь первая реакция будет между равными объемами азота и водорода. [c.532]

Таким образом, при посредстве немногих летучих металлических соединений и с помощью отыскания сходства (о чем в гл. 15) можно уже установить атомность многих металлов, т.-ё. число эквивалентов, входящих в атом. Для той же цели [373] однако более всего служило в истории химии правило теплоемкостей, данное Дюлонгом и Пти, особенно после развития, приданного этому правилу исследованиями Реньо, и после того как итальянский профессор Канницаро, около 1860 г., показал согласие выводов из этого правила со следствиями, вытекающими из закона Авогадро-Жерара. [c.47]

Из закона Авогадро вытекает важное следствие, позволяющее связывать весовые количества различных веществ с объемами, занимаемыми ими в газообразном состоянии. Количество вещества в граммах, численно равное его молекулярному весу, называют грамм-молекулой (сокращенно— моль). Подобным же образом определяются грамм-эквивалент м грамм-атом. Очевидно, что моль одного вещества во столько же раз больше моля другого, во сколько раз молекула первого тяжелее молекулы второго. Отсюда следует, что г р а м м-м о л е к у-лярные (и пропорциональные им) количества всех веществ заключают в себе одинаковое число молекул. Следовательно, если вещества газообразны и находятся при одинаковых внешних условиях (температуре и давлении), то их грамм-молекулярные количества должны занимать равные объемы. [c.19]

Определение точных значений атомных весов. Из-за неточности закона Авогадро метод Канницаро дает лишь приближенное значение атомного веса. Но зная так или иначе найденный приближенный атомный вес и точное значение эквивалента, легко найти точный атомный вес. Эквивалентом элемента называется число весовых частей его, соединяющееся с 8 весовыми частями кислорода или 1,008 весовыми частями водорода или замещающее их. Химический эквивалент связан с атомным весом соотношением ат. вес = эквивалент X валентность. Поэтому, если эквивалент элемента равен, например, 8,99, его атомный вес может быть равен в зависимости от валентности 8,99, 17,98, 26,97 и т. д. Если приближенный атомный вес его оказывается равным 27, то истинный атомный вес будет 26,97. [c.55]

Быстрый прогресс органической химии в 1840-е годы привел к утверждению в ней новых представлений и теорий. Важнейшим достижением химии того времени были введение Жераром нового принципа написания формул веществ и разграничение понятий атом , молекула и эквивалент , сделанное Лораном в 1846 г., которые создали необходимые предпосылки для утверждения в химии закона Авогадро. [c.39]

Закон Авогадро — Жерара. При равных температурах и давлениях в равных объемах газов содержится равное число молекул. Грамм-молекула вещества моль) занимает объем 22,414 л. Число молекул в 1 сл газа при 0° С и 1 ат равно 2,7 10 . [c.32]

Гей-Люссака. Оба они, однако, игнорировали закон Авогадро, основанный на четком разграничении понятий атом и молекула. Берцелиус и Дюма исходили из предположения, что объемные веса (веса одинаковых объемов) простых тел в газообразном состоянии пропорциональны их атомным весам, что, как известно, вполне справедливо для двухатомных газов. При установлении объемного веса органических веществ применялся закон аддитивности и на этой основе рассчитывался даже объемный вес углерода из объемного веса углекислоты. [c.243]

Закон Авогадро не получил признания со стороны Дальтона и его последователей. Они не заметили открытия Авогадро и продолжали смешивать различные степени прерывистости материи — молекулу и атом — в одну. Невероятная путаница в области атомистического учения продолжалась почти полвека, что сильно затормозило развитие химии. Лишь в 1860 г. на международном съезде химиков были, наконец, разграничены понятия атом и молекула . С того времени началась эра новой атомистики. Гипотеза Авогадро стала общепризнанным законом. [c.22]

Благодаря У. с. и на основе закона Авогадро удалось разграничить понятия атом, молекула, эквивалент, выработать правильное представление о валентности и исправить атомные веса ряда элементов. У. с. утвердилась в химии после международного химич. конгресса в Карлсруэ в 1860 и составила основу атомно-молекулярного учения. [c.171]

В обеих пробирках соберется газ. В идеальном случае нужно ожидать, Что на аноде образуется ровно вдвое меньше газа, чем на катоде. Ведь на аноде выделяется кислород, а на катоде — водород. Так как формула воды Н О, то на один атом кислорода приходится два атома водорода, и при разложении воды должно образовываться в два раза больше атомов водорода, чем кислорода. С другой стороны, мы знаем из школьного курса, что в равных объемах газов всегда содержится р вное число молекул (закон Авогадро), а как молекула водорода, так и молекула кислорода содержат два атома элемента. [c.14]

Вант-Гофф установил, что постоянная R в этом уравнении имеет такое же значение, как и для газов, и равна 0,082 л -ат/моль -град. Из уравнения следует, что к разбавленным растворам применим также и закон Авогадро. [c.156]

Результаты съезда привели к утверждению в химии закона Авогадро-Жерара, установлению разницы между понятиями частица и атом и введению в химию той простой и ясной системы атомных весов, которыми мы в основном пользуемся и в настоящее время. [c.24]

Очевидно, что законность только тогда приобретет некоторую общность, доказательность, когда она будет выражена не только относительно мало измеримых или еще не поддающихся измерению свойств, а когда она относится к свойствам предмета, уже подвергшимся измерению. Например, свойство кислотности или основности, свойство одного элемента давать кислоты, а другого — основание до сих пор не поддается точному выражению. Мы ясно совершенно видим, что хлор есть представитель кислотных элементов, натрий, калий и их аналоги суть представители щелочных. Но как выражать это измерениями Какие единицы к этому применять и какой тут аршин приложить к делу для того, чтобы измерить величину кислотности или величину основности элемента Мы видим ясно различие, видим, что оно не только качественное, но и количественное, магний, например, более кислотен, чем кальций но измерить это числами сколько-нибудь точными нельзя Не таковы атомные веса мы видели, что история химии привела после закона Авогадро— Жерара к совершенно точным, несомненным, безусловным атомным весам, не таким, которые выражали бы абсолютные атомные веса, а таким, которые выражают относительные величины тех наименьших количеств элементов, которые вступают в соединение. Атомные веса определялись этим способом с полной несомненностью, и все те, которые держались других атом- [c.148]

Рассмотрим сначала несколько более подробно следствия, вытекающие из незначительного заполнения газом пространства. Допустим, что газ состоит из молекул или атомов с диаметром 2 10″ см, которые ведут себя как жесткие эластичные шарики. Тогда с помощью закона Авогадро можно рассчитать, что отношение его плотности при I ат и 273° К к плотности газа в тверд»)м состоянии (гексагональная плотнейшая упаковка) составляет приблизительно 1 10 Подобная оценка приводит к интересному результату, если к тому же принять во внимание явление адсорбции газов и паров. Например, широко известен тот факт, что последний слой воды толщиной в 1 — 2 молекулярных диаметра удаляется со стеклянных поверхностей с очень большим трудом. Аналогичная картина в более или менее сильной степени набл ю-дается и на поверхности других материалов. Если предположить, что мономолекулярный адсорбированный слой находится в плотноупакованном состоянии, а диаметр молекул равен 2 10 см, то на 1 см поверхности может расположиться до 2 10 адсорбированных молекул. В 1 см газа при 1 ат и 273° К содержится около 3 10 молекул. Из этих расчетов следует, что при указанных условиях на 1 см поверхности может находиться 0,01 % молекул от того их количества, которое находится в 1 слг . [c.16]

В 1860 г. более 140 ведущих химиков из разных стран Европы собрались на международный конгресс в г. Карлсруэ. На этом конгрессе было достигнуто единое понимание фундаментальных понятий химии (атом, молекула, эквивалент), признана справедливость закона Авогадро, вошли в употребление правильные значения атомных масс элементов. Все эти успехи науки подготовили условия для нового этапа в развитии органической химии — появления теории химического строения органических соединений. [c.23]

Определение атомных весов газообразных элементов (азот, кислород, хлор, и др.) не встречает никаких затруднений, так как, согласно закону Авогадро, молекулы этих элементов состоят из двух ато.мов. Зная молекулярный вес газа, атомный вес находят простым делением его на два. Например, молекулярный вес азота равен 28, следовательно, его атомный вес равен 14. Молекулярный вес кислорода равен 32, следовательно, атомный вес кислорода равен 16 и т. д. [c.62]

Из полученного объема водорода на основании закона Авогадро — Жерара рассчитываем эквивалентное количество цинка. Из уравнения реакции 1 г-мол водорода (22410 мЛ) соответствует 1 грамм-атому цинка (65,38 г). [c.515]

Итак, эволюция, научное обоснование и конкретизация атомно-молекулярного учения — это основная доминирующая черта развития химии в XIX в. Менее чем за сто лет атомно-молекулярное учение в процессе своего усложняющегося развития обогащает все естествознание фундаментальными законами (закон Авогадро, закон атомной теплоемкости, закон периодичности и др.) и такими важными понятиями, как атом, молекула, ион, радикал, изомерия, гомология, валентность, химическая связь, электрон. [c.349]

С. Канниццаро на основе закона Авогадро четко разграничил понятия атом , молекула , эквивалент и обосновал целесообразность употребления шкалы атомных масс, в которой атомная масса Н принята равной 1. [c.556]

Широкое признание закона Авогадро началось после Меяедуна-родного конгресса химиков, собравшегося в Карлсруэ в 1860 г. Основная цель конгресса состояла в том, чтобы решить запутан-пые вопросы о точном определении таких важных понятий химии, как атом , молекула , эквивалент , и установить единую химическую символику. Основной замысел инициаторов конгресса сформулировал в своем вступительном слове К. Beльтцин Мы собрались для определенной цели — для того, чтобы сделать попытку подготовить соглашение по некоторым пунктам, важным для нашей прекрасной науки. При чрезвычайно быстром развитии химии, особенно накоплении массы фактического материала, расхождение между теоретическими взглядами исследователей и выражениями их в словах и символах становится столь большим, что оно затрудняет взаимное понимание и особенно невыгодно для преподавания. Учитывая важность химии для остальных наук, ее необходимость для техники, представляется в высшей степени желательным и необходимым придать ей точную форму, позволившую бы изучить ее как науку в относительно короткие сроки [c.185]

В 40-х гг. 19 в. была создана т. н. унитарная система (О. Лоран, Ш. Жерар, Дюма), в основу к-рой, в противоположность дуалистич. системе, легло представление о молекуле как едином целом, образованном иэ атомов хим. элементов. Вместе с законом Авогадро эта система позволила разграничить понятия атом, молекула, эквивалент. Она окончательно утвердилась в X. после упомянутого выше конгресса в Карлсруэ и составила основу атомно-мол. учения. В 1853 Жерар изложил в законченном виде теорию типов, согласно к-рой все в-ва построены подобно немногим неорг. соед., или типам, и м. б. произведены от последних путем замещения атомов водорода атомами др. элементов илп радикалами. Осн. типами в-в Жерар предложил считать водород, воду, хлористый водород и аммиак в 1857 А. Кекуле добавил к ним метан. В 1852 Э. Франкланд ввел представ- [c.652]

От определения молекулярных весов газов остается всего один шаг до установления атомных весов элементов. Если найдены молекулярные веса ряда газообразных соединений, в состав которых входит один и тот же элемент, то чаще всего оказывается, что в одном из соединений этого ряда молекулы содержат только по одному атому данного элемента. Например, в ряду водородсодержащих соединений HjO, СНф НС1, NH3 и jHf, наименьший вес водорода в одном моле вещества равен 1 г, в других соединениях этого ряда вес водорода в одном моле вещества выражается целыми числами, кратными 1. Правда, в наше время при установлении атомных весов элементов химики могут воспользоваться несколькими различными методами, напргимер масс-спектрометрией или дифракцией рентгеновских лучей. Однако следует лишь поражаться тому, что еще 100 лет назад химики сумели установить с помощью закона Авогадро вполне согласованные значения атомных весов всех известных в то время элементов, которые в наше время подвергаются только уточнениям, но не принципиальному пересмотру. [c.165]

Согласно этому уравнсяию, число молей любого газа равно произведению величин, не зависящих от природы газа число молей зависит только от давления, объема и температуры. Следовательно, равные объемы всех газов, находящихся в одних и тех же условиях, содерн Смотреть страницы где упоминается термин Закон Авогадро атомов: [c.23] [c.6] [c.137] [c.234] [c.49] [c.355] [c.391] [c.203] [c.6] [c.190] История химии (1975) — [ c.163 , c.212 , c.214 ]

chem21.info

Закон авогадро относительно газов

2.6. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)

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

Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0 ° С (273К) и
101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа Vm.
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа Vm = 22,4 л/моль.

Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным используется объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:


где Рo, Vo, Тo — давление, объем газа и температура при нормальных условиях (Рo = 101,3 кПа, Тo = 273К).

Если известна масса (m) или количество ( n ) газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева — Клапейрона: PV = n RT,
где n = m/M — отношение массы вещества к его молярной массе,
R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль Ч К).

Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:
где М1 и М2 — молярные массы двух газообразных веществ.

Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М1) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам D и М2 можно найти молярную массу исследуемого газа: M1 = D Ч M2.

cnit.ssau.ru

6. Закон Авогадро,

Количество вещества V— физическая величина, определяемая числом специфических структурных элементов — молекул, атомов или ионов, из которых состоит вещество.

Единица количества вещества моль — количество вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12 С.

В одном моле различных веществ содержится одно и то же число молекул NА, называемое числом Авогадро.

Молярная масса — это масса одного моля вещества. Отсюда:

7. Закон Дальтона.

Парциальное давление — давление, которое производил бы газ, входящий в состав газовой смеси, если бы он один занимал объем, равный объему смеси при той же температуре.

Закон Дальтона: давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений р1,р2. рn входящих в нее газов: p =p1+p2+— + pn или

8 .Закон Гей-Люссака.

2) Объем V данной массы m газа при постоянном давлении изменяется линейно с температурой t: V = V0 (1 + α t), при р = const; m = const. где ,V0 и p0 — объем и давление при t= 0°С;

Процесс, протекающий при постоянном давлении, называется изобарным. На диаграмме в координатах (V,t) этот процесс изображается прямой, называемой

Процесс, протекающий при постоянном объеме, называется изохорным. На диаграмме в координатах (p,t) он изображается прямой, называемой изохорой.

Изобары и изохоры пересекают ось температуры в точке . Если начало отсчета сместить в эту точку, то получим

шкалу Кельвина (термодинамическую температуру): .

или const при р = const; m = const

или const при V = const; m = const (з-н Шарля),

где индексы 1 и 2 относятся к произвольным состояниям, лежащим на одной изобаре или изохоре.

9. Уравнение состояния идеального газа.

Уравнением состояния термодинамической системы называется уравнение, которое связывает давление р, объем V и температуру Т термодинамической системы, находящейся в состоянии термодинамического равновесия:

где каждая из переменных является функцией двух других.

Пусть некоторая масса газа занимает объем V1, имеет давление р1 и находится при температуре T1,. Эта же масса газа в другом произвольном состоянии характеризуется параметрами p2, V2, T2. Переход из состояния 1 в состояние 2 осуществляется последовательно изотермическим (1-1′) и изохорным (1′-2) процессами.

По законам Бойля-Мариотта и Гей-Люссака.

,

Исключая , получим уравнение состояния идеального газа:

или

По закону Авогадро, при одинаковых р и Т моли всех газов занимают

одинаковый молярный объем . Уравнение состояния для моля

идеального газа: pVμ = RT, где константа R = 8,31 Дж/(моль·К) — называется

Объем газа массы т: Отсюда

Если использовать постоянную Больцмана: ,

где концентрация молекул — число молекул в единице

давление идеального газа при данной температуре прямо пропорционально концентрации его молекул,

при одинаковых температуре и давлении все газы содержат в единице объема одинаковое число молекул.

studfiles.net