Das Avogadro-Gesetz, aus dem es besteht, Maßeinheiten, Avogadro-Experiment

Die Avogadros Gesetz Es postuliert, dass ein gleiches Volumen aller Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl an Molekülen aufweist. Amadeo Avogadro, italienischer Physiker, schlug 1811 zwei Hypothesen vor: Die erste besagt, dass die Atome der elementaren Gase in den Molekülen zusammen statt als separate Atome existieren, wie John Dalton sagte.

Die zweite Hypothese besagt, dass gleiche Volumina von Gasen bei konstantem Druck und konstanter Temperatur die gleiche Anzahl an Molekülen aufweisen. Avogadros Hypothese über die Anzahl der Gasmoleküle wurde erst 1858 akzeptiert, als der italienische Chemiker Stanislao Cannizaro darauf ein logisches System der Chemie baute.

Das Folgende kann aus dem Avogadroschen Gesetz abgeleitet werden: Für eine gegebene Masse eines idealen Gases sind sein Volumen und die Menge der Moleküle direkt proportional, wenn Temperatur und Druck konstant sind. Dies bedeutet auch, dass das molare Volumen der Gase, die sich ideal verhalten, für alle gleich ist.

Zum Beispiel werden bei einer Anzahl von Ballons, die von A bis Z markiert sind, alle bis zu einem Volumen von 5 Litern gefüllt. Jeder Buchstabe entspricht einer anderen gasförmigen Spezies; Das heißt, ihre Moleküle haben ihre eigenen Eigenschaften. Das Gesetz von Avogadro bestätigt, dass alle Kugeln die gleiche Menge an Molekülen enthalten.

Wenn nun die Ballons auf 10 Liter aufgepumpt sind, wird nach der Hypothese von Avogadro die doppelte Menge anfänglicher Gasmole eingeführt.

Index

• 1 Was es beinhaltet und Maßeinheiten
  • 1.1 Abzug des Wertes von R, ausgedrückt in L · atm / K · mol
• 2 Übliche Form des Avogadro-Gesetzes
• 3 Konsequenzen und Auswirkungen
• 4 Ursprünge
  • 4.1 Avogadro-Hypothese
  • 4.2 Avogadro-Nummer
• 5 Avogadro-Experiment
  • 5.1 Experiment mit kommerziellen Behältern
• 6 Beispiele
  • 6.1 O2 + 2H2 => 2H2O
  • 6.2 N2 + 3H2 => 2NH3
  • 6.3 N2 + O2 => 2NO
• 7 Referenzen

Woraus es besteht und welche Maßeinheiten es gibt

Das Avogadro-Gesetz besagt, dass für eine Masse eines idealen Gases das Volumen des Gases und die Anzahl der Mole direkt proportional sind, wenn die Temperatur und der Druck konstant sind. Mathematisch kann es mit der folgenden Gleichung ausgedrückt werden:

V / n = K

V = Volumen des Gases, normalerweise ausgedrückt in Litern.

n = Menge der Substanz, gemessen in Mol.

Auch das sogenannte Gesetz der idealen Gase hat folgendes:

PV = nRT

P = Gasdruck wird üblicherweise in Atmosphären (atm), in mm Quecksilbersäule (mmHg) oder in Pascal (Pa) ausgedrückt.

V = das Volumen des Gases, ausgedrückt in Liter (L).

n = Anzahl der Mole

T = die Temperatur des Gases, ausgedrückt in Grad Celsius, Grad Fahrenheit oder in Grad Kelvin (0ºC entspricht 273,15K).

R = die universelle Konstante der idealen Gase, die in mehreren Einheiten ausgedrückt werden kann, von denen die folgenden hervorstechen: 0,08205 L atm / K · mol (L atm K^-1.mol^-1); 8.314 J / K. mol (J. K.^-1.mol^-1) (J ist Joule); und 1,987 cal / Kmol (cal.K^-1.mol^-1) (Kalk ist Kalorien).

Abzug des Wertes von R in L ausgedrückt· ATM / K· Mol

Das Volumen, das von einem Mol eines Gases bei einer Druckatmosphäre und 0 ° C entsprechend 273 K eingenommen wird, beträgt 22414 Liter.

R = PV / T

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

R = 0,082 L · atm / mol K

Die Gleichung idealer Gase (PV = nRT) kann wie folgt geschrieben werden:

V / n = RT / P

Unter der Annahme, dass Temperatur und Druck konstant sind, weil R eine Konstante ist, gilt:

RT / P = K

Dann:

V / n = K

Dies ist eine Konsequenz des Avogadro-Gesetzes: die Existenz einer konstanten Beziehung zwischen dem von einem idealen Gas eingenommenen Volumen und der Anzahl der Mole dieses Gases für eine konstante Temperatur und konstanten Druck.

Typische Form des Avogadro-Gesetzes

Wenn Sie zwei Gase haben, wird die obige Gleichung in folgendes umgewandelt:

V₁/ n₁= V₂/ n₂

Dieser Ausdruck wird auch geschrieben als:

V₁/ V₂= n₁/ n₂

Das obige zeigt das Verhältnis der angegebenen Proportionalität.

In seiner Hypothese wies Avogadro darauf hin, dass zwei ideale Gase im selben Volumen und bei gleicher Temperatur und gleichem Druck eine gleiche Anzahl von Molekülen enthalten.

Das Gleiche passiert mit realen Gasen; zum Beispiel, ein gleiches Volumen von O₂ und N₂ Es enthält die gleiche Anzahl von Molekülen, wenn es die gleiche Temperatur und den gleichen Druck hat.

Realgase zeigen geringe Abweichungen vom idealen Verhalten. Das Avogadro-Gesetz gilt jedoch annähernd für reale Gase bei einem ausreichend niedrigen Druck und bei hohen Temperaturen.

Konsequenzen und Implikationen

Die wichtigste Konsequenz des Avogadro-Gesetzes ist, dass die Konstante R für ideale Gase für alle Gase den gleichen Wert hat.

R = PV / nT

Also, wenn R für zwei Gase konstant ist:

P₁V₁/ nT₁= P₂V₂/ n₂T₂ = konstant

Die Suffixe 1 und 2 repräsentieren zwei verschiedene ideale Gase. Die Schlussfolgerung ist, dass die Konstante der idealen Gase für 1 Mol eines Gases unabhängig von der Art des Gases ist. Dann ist das Volumen, das diese Gasmenge bei einer gegebenen Temperatur und einem gegebenen Druck einnimmt, immer gleich.

Eine Konsequenz der Anwendung des Avogadro-Gesetzes ist die Feststellung, dass 1 Mol eines Gases bei einem Druck von 1 Atmosphäre und einer Temperatur von 0 ° C (273 K) ein Volumen von 22.414 Litern einnimmt.

Eine andere offensichtliche Konsequenz ist die folgende: Wenn der Druck und die Temperatur konstant sind, wenn die Menge eines Gases zunimmt, wird auch dessen Volumen zunehmen.

Ursprünge

Im Jahr 1811 stellte Avogadro seine Hypothese auf der Grundlage von Daltons Atomtheorie und dem Gay-Lussac-Gesetz über die Bewegungsvektoren von Molekülen vor.

Gay-Lussac kam 1809 zu dem Schluss, dass Gase unabhängig von den Verhältnissen, in denen sie kombiniert werden können, immer Verbindungen hervorbringen, deren Volumenelemente ein Vielfaches eines anderen sind.

Derselbe Autor hat auch gezeigt, dass "Kombinationen von Gasen immer nach sehr einfachen Verhältnissen im Volumen" stattfinden.

Avogadro wies darauf hin, dass chemische Reaktionen in der Gasphase molekulare Spezies sowohl der Reaktanten als auch der Produkte beinhalten.

Nach dieser Aussage muss die Beziehung zwischen den Molekülen von Reagenzien und Produkten als eine ganze Zahl behandelt werden, da das Vorhandensein von Brüchen von Bindungen vor der Reaktion (einzelne Atome) nicht wahrscheinlich ist. Die molaren Mengen können jedoch mit Bruchzahlen ausgedrückt werden.

Das Gesetz der Kombinationsvolumina besagt, dass die numerische Beziehung zwischen den Gasvolumina ebenfalls einfach und vollständig ist. Dies führt zu einer direkten Assoziation zwischen den Volumina und der Anzahl der Moleküle der gasförmigen Spezies.

Avogadro-Hypothese

Avogadro schlug vor, dass die Moleküle der Gase zweiatomig seien. Dies erklärte, wie sich zwei Volumina molekularen Wasserstoffs mit einem Volumen molekularen Sauerstoffs zu zwei Volumina Wasser verbinden.

Außerdem schlug Avogadro vor, dass, wenn die gleichen Volumen von Gasen die gleiche Anzahl von Partikeln enthalten, die Beziehung zwischen den Dichten der Gase gleich der Beziehung zwischen den Molekularmassen dieser Partikel sein sollte.

Offensichtlich ergibt die Division von d1 zwischen d2 den Quotienten m1 / m2, da das von den gasförmigen Massen eingenommene Volumen für beide Spezies gleich ist und aufgehoben wird:

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

d1 / d2 = m1 / m2

Avogadros Nummer

Ein Mol enthält 6.022 x 10²³ Moleküle oder Atome. Diese Zahl wird Avogadros Nummer genannt, obwohl er sie nicht berechnet hat. Jean Pierre, Nobelpreis von 1926, machte die entsprechenden Messungen und schlug den Namen zu Ehren von Avogadro vor.

Avogadro-Experiment

Eine sehr einfache Demonstration des Avogadro-Gesetzes besteht darin, Essigsäure in eine Glasflasche zu geben und dann Natriumbicarbonat hinzuzugeben, wobei die Öffnung der Flasche mit einem Ballon verschlossen wird, der den Eintritt oder Austritt eines Gases in der Flasche verhindert .

Essigsäure reagiert mit Natriumbicarbonat und erzeugt so die Freisetzung von CO₂. Das Gas sammelt sich im Ballon und verursacht dessen Aufblasen. Theoretisch ist das vom Ballon erreichte Volumen proportional zur Anzahl der CO-Moleküle₂wie vom Avogadro-Gesetz vorgeschlagen.

Dieses Experiment hat jedoch eine Einschränkung: Der Ballon ist ein elastischer Körper; Daher, wenn Ihre Wand durch die Ansammlung von CO erweitert wird₂Es erzeugt eine Kraft, die seiner Entspannung entgegenwirkt und versucht, das Volumen des Globus zu reduzieren.

Experimentieren Sie mit kommerziellen Containern

Ein weiteres illustratives Experiment des Avogadro-Gesetzes wird unter Verwendung von Getränkedosen und Plastikflaschen präsentiert.

Im Fall von Getränkedosen wird Natriumbicarbonat hineingegossen und eine Lösung von Zitronensäure wird dann zugegeben. Die Verbindungen reagieren miteinander unter Freisetzung von CO-Gas₂, die sich in der Dose ansammelt.

Dann wird eine konzentrierte Lösung von Natriumhydroxid zugegeben, die die Funktion hat, das CO zu "maskieren"₂. Dann wird der Zugang zum Inneren der Dose schnell durch Verwendung von Klebeband verschlossen.

Nach einer gewissen Zeit wird beobachtet, dass die Dose kontrahiert ist, was anzeigt, dass die Anwesenheit von CO abgenommen hat₂. Dann könnte angenommen werden, dass das Volumen der Dose abnimmt, was einer Abnahme der Anzahl an CO-Molekülen entspricht₂, in Übereinstimmung mit Avogadros Gesetz.

Bei dem Versuch mit der Flasche wird der gleiche Vorgang wie bei der Sodaflasche befolgt, und bei Zugabe der NaOH wird der Mund der Flasche mit dem Deckel verschlossen; ebenso wird eine Kontraktion der Flaschenwand beobachtet. Als Ergebnis kann die gleiche Analyse durchgeführt werden wie im Falle der Getränkedose.

Beispiele

Die drei folgenden Bilder illustrieren das Konzept des Avogadro-Gesetzes, das das Volumen von Gasen und die Anzahl der Moleküle von Reagenzien und Produkten in Beziehung setzt.

O₂ + 2H₂ => 2H₂O

Das Volumen des Wasserstoffgases ist doppelt, aber es nimmt einen Behälter ein, der die gleiche Größe wie der gasförmige Sauerstoff hat.

N₂ + 3H₂ => 2NH₃

N₂ + O₂ => 2NO

Referenzen

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7. Glasstone, S. (1968). Vertrag der Physikalischen Chemie. 2^da Ausgabe Editorial Aguilar.