Definer Avogadros lov. Avogadros lov i kemi. Avogadros lov og dens konsekvenser
italiensk fysiker og kemiker Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro født i 1776 i Torino ind i en adelig familie. Da det på det tidspunkt var sædvane at videregive erhverv ved arv, dimitterede Avogadro fra universitetet i Torino i en alder af 16 og modtog som 20-årig doktorgraden i kirkeret.
Siden han var 25 år, har han selvstændigt studeret fysik og matematik. Og i 1803 år Amedeo præsenterede sit første videnskabelige arbejde om elektricitets egenskaber for Turin Academy. I 1809 videnskabsmanden blev tilbudt et professorat ved College of Vercelli, og siden 1820 Videnskabsmanden underviser med succes på universitetet i Torino. Han var engageret i undervisningsaktiviteter indtil 1850.
Avogadro gennemførte forskellige undersøgelser af undersøgelsen af fysiske og kemiske egenskaber og fænomener. Hans videnskabelige værker er afsat til elektrokemisk teori, elektricitet, specifik varmekapacitet og nomenklaturen af kemiske forbindelser. Avogadro var den første til at bestemme atommasserne af kulstof, nitrogen, oxygen, klor og andre grundstoffer; etableret den kvantitative sammensætning af molekylerne af mange stoffer, herunder brint, vand, ammoniak, nitrogen og andre. Men kemikere afviste Avogadros teorier, og videnskabsmandens arbejde blev ikke anerkendt.
Først i 1860, takket være S. Cannizzaros indsats, blev mange af Avogadros værker revideret og retfærdiggjort. Det konstante antal molekyler i 1 mol af en ideel gas er opkaldt efter videnskabsmandens efternavn. – Avogadros tal (fysisk konstant, numerisk lig med antallet af specificerede strukturelle enheder (atomer, molekyler, ioner, elektroner eller andre partikler) i 1 mol af et stof = 6,0222310 23. Fra dette tidspunkt begyndte Avogadros lov at blive meget brugt i kemi.
I 1811 oprettede Avogadro en lov der hævdede, at lige store mængder af gasser indeholder lige mange molekyler ved samme temperaturer og tryk. Og i 1814 dukkede en artikel af en videnskabsmand op"Et essay om de relative masser af molekylerne af simple legemer eller de anslåede tætheder af deres gasser og om opbygningen af nogle af deres forbindelser," som klart angiver Avogadros lov.
Hvordan kom videnskabsmanden til denne konklusion?
Avogadro forsigtigt analyseret resultaterne af eksperimenter udført af Gay-Lussac og andre videnskabsmænd og forstod, hvordan et gasmolekyle virker. Det er kendt, at når der sker en kemisk reaktion mellem gasser, er forholdet mellem disse gassers volumener det samme som deres molekylære forhold. Det viser sig, at ved at måle tætheden af forskellige gasser, er det muligt at bestemme de relative masser af de molekyler, som disse gasser er sammensat af, og af atomerne. Det vil sige, at hvis 1 liter ilt indeholder lige så mange molekyler som 1 liter brint, så er forholdet mellem tæthederne af disse gasser lig med forholdet mellem molekylernes masser. Avogadro bemærkede, at molekylerne af simple gasser også kan bestå af flere atomer.
Avogadros lov er meget brugt når du beregner ved hjælp af kemiske formler og ligninger for kemiske reaktioner, giver det dig mulighed for at bestemme de relative molekylære masser af gasser og antallet af molekyler i et mol af ethvert stof.
Hvis du har spørgsmål, ønsker at gå mere i detaljer om dette materiale eller har brug for hjælp til at løse problemer, er online-vejledere altid klar til at hjælpe. Når som helst og hvor som helst kan en elev henvende sig til en online-vejleder for at få hjælp og få råd om ethvert emne i skolens læseplan. Træningen foregår gennem specialudviklet software. Kvalificerede lærere yder hjælp til at færdiggøre lektier og forklare uforståeligt materiale; hjælpe med at forberede sig til statseksamenen og Unified State-eksamenen. Eleven vælger selv, om han vil holde klasser med den valgte vejleder i lang tid eller kun bruge lærerens hjælp i specifikke situationer, når der opstår vanskeligheder med en bestemt opgave.
hjemmeside, ved kopiering af materiale helt eller delvist kræves et link til kilden.
Amedeo Avogadro var en af de italienske fysikere og kemikere i det nittende århundrede. Det skal siges, at han fik en juridisk uddannelse, men hans ønske om matematik og fysik fik ham til selvstændigt at studere disse videnskaber. Og i denne sag lykkedes det ham.
I en alder af tredive blev Avogadro fysiklærer ved et af datidens universitetslyceaer. Han skulle senere blive professor i matematik ved universitetet. Avogadro er dog slet ikke kendt for sin succesrige karriere som lærer i de eksakte videnskaber, som han mestrede selvstændigt, han er først og fremmest kendt som en videnskabsmand og som en person, der udtrykte en af de grundlæggende hypoteser i fysisk kemi. Han foreslog, at hvis vi tager lige store volumener af to forskellige ideelle gasser ved samme tryk og temperatur, så vil disse volumener indeholde det samme antal molekyler. Efterfølgende blev hypotesen bekræftet, og i dag kan den bevises ved hjælp af teoretiske beregninger. I dag kaldes denne regel Avogadros lov. Desuden blev et bestemt konstant tal opkaldt efter ham, det såkaldte Avogadro-nummer, som vil blive omtalt nedenfor.
Avogadros nummer
Alle stoffer består af en eller anden form for strukturelle elementer, som regel er disse enten molekyler eller atomer, men det er ikke vigtigt. Hvad skal der ske, når vi blander to stoffer, og de reagerer? Det er logisk, at et strukturelt element, en mursten, af et stof skal reagere med et strukturelt element, en mursten, af et andet stof. Derfor bør antallet af grundstoffer for begge stoffer være det samme under en fuldstændig reaktion, selvom præparaternes vægt og volumen kan variere. Enhver kemisk reaktion skal således indeholde det samme antal strukturelle elementer af hvert stof, eller disse tal skal være proportionale med et eller andet antal. Værdien af dette tal er fuldstændig ligegyldig, men senere besluttede de at tage tolv gram kulstof-12 som grundlag og beregne antallet af atomer i det. Det er omkring seks gange ti til den treogtyvende potens. Hvis et stof indeholder så mange strukturelle elementer, så taler vi om en mol af stoffet. Følgelig er alle kemiske reaktioner i teoretiske beregninger skrevet i mol, det vil sige, at mol af stoffer blandes.
Som nævnt ovenfor er værdien af Avogadros tal i princippet ligegyldig, men den bestemmes fysisk. Da forsøgene i øjeblikket har utilstrækkelig nøjagtighed, bliver dette tal konstant opdateret. Man kan selvfølgelig håbe, at det en dag vil blive opgjort helt præcist, men det sker indtil videre langt fra. Til dato er den sidste afklaring foretaget i 2011. Desuden blev der samme år vedtaget en resolution om, hvordan man korrekt skriver dette nummer. Da det konstant bliver forfinet, skrives det i dag som 6,02214X ganget med ti til en treogtyvende potens. Dette antal strukturelle elementer er indeholdt i et mol af et stof. Bogstavet "X" i denne post angiver, at tallet angives, det vil sige, at værdien af X vil blive angivet i fremtiden.
Avogadros lov
Allerede i begyndelsen af denne artikel nævnte vi Avogadros lov. Denne regel siger, at antallet af molekyler er det samme. I dette tilfælde giver det mening at forbinde denne lov med Avogadros tal eller muldvarp. Så vil Avogadros lov sige, at et mol af hver idealgas ved samme temperatur og tryk optager samme volumen. Det anslås, at dette volumen under normale forhold er omkring fireogtyve en halv liter. Der er en nøjagtig værdi for dette tal, 22,41383 liter. Og da de processer, der sker under normale forhold, er vigtige og forekommer meget ofte, er der et navn for dette volumen, gassens molære volumen.
I teoretiske beregninger overvejes meget ofte molære gasvolumener. Hvis der er behov for at flytte til andre temperaturer eller tryk, vil volumen selvfølgelig ændre sig, men der er tilsvarende formler fra fysikken, der giver dig mulighed for at beregne det. Du skal bare altid huske, at et mol gas altid refererer til normale forhold, det vil sige, det er en bestemt temperatur og et bestemt tryk, og ifølge 1982-dekretet er gastrykket under normale forhold ti til den femte Pascal , og temperaturen er 273,15 Kelvin.
Ud over den åbenlyse praktiske betydning af de to begreber, der blev diskuteret ovenfor, er der mere interessante konsekvenser, der følger af dem. Så ved at kende tætheden af vand og tage et mol af det, kan vi estimere størrelsen af molekylet. Her antager vi, at vi kender atommassen af vand og kulstofmolekyler. Således, hvis vi tager tolv gram for kulstof, så bestemmes vandmassen i henhold til proportionalforholdet, den er lig atten gram. Da tætheden af vand er let at bestemme, er de nødvendige data til at estimere størrelsen af et vandmolekyle nu tilstrækkelige. Beregninger viser, at størrelsen af et vandmolekyle er i størrelsesordenen tiendedele af en nanometer.
Den videre udvikling af Avogadros lov er også interessant. Således udvidede Van't Hoff lovene for ideelle gasser til løsninger. Essensen kommer ned til analogien af love, men i sidste ende gjorde dette det muligt at finde ud af de molekylære masser af stoffer, som ellers ville være meget vanskelige at opnå.
Historie
De første kvantitative undersøgelser af reaktioner mellem gasser tilhører den franske videnskabsmand Gay-Lussac. Han er forfatter til lovene om termisk udvidelse af gasser og loven om volumetriske forhold. Disse love blev forklaret i 1811 af den italienske fysiker Amedeo Avogadro.
Lovens konsekvenser
Første konsekvens fra Avogadros lov: et mol af en hvilken som helst gas under de samme forhold optager samme volumen.
Især under normale forhold, dvs. ved 0 °C (273K) og 101,3 kPa, volumenet af 1 mol gas er 22,4 liter. Dette volumen kaldes det molære volumen af gassen V m. Denne værdi kan genberegnes til andre temperaturer og tryk ved hjælp af Mendeleev-Clapeyron-ligningen:
.Anden konsekvens fra Avogadros lov: molmassen af den første gas er lig med produktet af molmassen af den anden gas og den relative massefylde af den første gas i forhold til den anden gas.
Denne position var af enorm betydning for udviklingen af kemi, da den gør det muligt at bestemme den partielle vægt af legemer, der er i stand til at gå over i en gasformig eller dampformig tilstand. Hvis igennem m vi betegner kroppens delvægt, og ved d- dens vægtfylde i damptilstand, derefter forholdet m / d skal være konstant for alle kroppe. Erfaring har vist, at for alle undersøgte legemer, der går over i damp uden nedbrydning, er denne konstant lig med 28,9, hvis vi ved bestemmelse af partialvægten går ud fra luftens vægtfylde, taget som en enhed, men denne konstant vil være lig. til 2, hvis vi tager vægtfylden som en enhed brint Betegner denne konstant, eller hvad der er det samme, delvolumenet, der er fælles for alle dampe og gasser MED, fra den formel vi har på den anden side m = dC. Da den specifikke vægt af damp let kan bestemmes, erstattes værdien d I formlen udledes også den ukendte delvægt af den givne krop.
Elementæranalyse for eksempel af en af polybutylenerne indikerer, at andelen af carbon til hydrogen i den er 1 til 2, og derfor kan dens partielle vægt udtrykkes med formlen CH 2 eller C 2 H 4, C 4 H 8 og generelt (CH2)n. Delvægten af dette kulbrinte bestemmes umiddelbart efter Avogadros lov, da vi kender den specifikke vægtfylde, d.v.s. densiteten af dens damp; det blev bestemt af Butlerov og viste sig at være 5,85 (i forhold til luft); dvs. dens delvægt vil være 5,85 · 28,9 = 169,06. Formlen C 11 H 22 svarer til en delvægt på 154, formlen C 12 H 24 - 168 og C 13 H 26 - 182. Formlen C 12 H 24 svarer nøje til den observerede værdi, og derfor bør den udtrykke størrelsen af partiklen af vores kulbrinte CH 2.
Noter
Links
- // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron: I 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Wikimedia Foundation. 2010.
Se, hvad "Avogadros lov" er i andre ordbøger:
AVOGADROS LOV- lige store volumener af alle ideelle gasser under de samme betingelser (temperatur, tryk) indeholder det samme antal partikler (molekyler, atomer). Ækvivalent formulering: ved samme tryk og temperatur, de samme mængder af stoffer af forskellige... ... Big Polytechnic Encyclopedia
Avogadros lov- – loven, ifølge hvilken lige store volumener af ideelle gasser ved samme temperatur og tryk indeholder det samme antal molekyler. Ordbog for analytisk kemi... Kemiske udtryk
Avogadros lov- Avogadro dėsnis statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Apibrėžtį žr. Priede. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys: engl. Avogadros hypotese; Avogadros lov; Avogadros princip vok. Avogadrosche Regel, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
Avogadros lov- Avogadro dėsnis statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. Avogadros hypotese; Avogadros lov vok. Avogadrosche Regel, f; Avogadrosches Gesetz, n; Satz des Avogadro, m rus. Avogadros lov, m pranc. hypothèse d'Avogadro, f; loi d'Avogadro, f … Fizikos terminų žodynas
Avogadros lov- Avogadro dėsnis statusas T sritis Energetika apibrėžtis Apibrėžtį žr. Priede. priedas(ai) MS Word formatas atitikmenys: engl. Avogadros lov vok. Avogadrosches Gesetz, n rus. Avogadros lov, m pranc. loi d'Avogadro, f ... Aiškinamasis šiluminės ir branduolinės technikos terminų žodynas
Se Kemi og gasser. Z. stofs evighed eller bevarelse af stofmasse, se Matter, Lavoisier, Chemistry. Z. Henry Dalton, se Løsninger. Z. Gibs Le Chatelier, se Reversibilitet af kemiske reaktioner. Z. (varmekapaciteter) af Dulong og Petit, se Varme og kemi. Z..... ... Encyklopædisk ordbog F.A. Brockhaus og I.A. Efron
Nødvendigt, væsentligt, stabilt, gentagne forhold mellem fænomener. 3. udtrykker sammenhængen mellem objekter, de konstituerende elementer i en given genstand, mellem tings egenskaber, samt mellem egenskaber inden for en ting. Der er 3…… Filosofisk encyklopædi
AVOGADROS LOV- (Avogadro), baseret på hypotesen udtrykt i 1811 af den italienske fysiker Avogadro, som siger, at "under de samme betingelser for t° og tryk indeholder lige store volumener af alle gasser det samme antal molekyler." Ud fra denne hypotese...... Great Medical Encyclopedia
- (Avogadro) Amedeo, greve di Quaregna (1776 1856), italiensk fysiker og kemiker. I 1811 fremsatte han en hypotese (nu kendt som Avogadros lov), at lige store volumener af gasser ved samme tryk og samme temperatur indeholder det samme antal ... ... Videnskabelig og teknisk encyklopædisk ordbog
- (Avogadro) Amedeo (1776 1856), italiensk fysiker og kemiker. Grundlægger af den molekylære teori om stoffets struktur (1811). Etablerede en af gaslovene (1811; Avogadros lov), ifølge hvilken i lige store mængder ideelle gasser på samme ... ... Moderne encyklopædi
1. Kemi er en del af naturvidenskaben. Kemiske processer. Typer af kemiske forbindelser. Kemisk nomenklatur. Nomenklatur af medium, sure, basiske salte.
Kemi er en del af naturvidenskaben.
Kemi er videnskaben om stoffer. Den studerer stoffer og deres transformationer, som er ledsaget af ændringer i stoffets indre struktur og den elektroniske struktur af interagerende atomer, men påvirker ikke kernernes sammensætning og struktur.
Der kendes omkring 7.000.000 kemiske forbindelser, hvoraf 400.000 er uorganiske.
Kemi er en af de grundlæggende discipliner. Det er en del af naturvidenskaben, naturvidenskaben. Det er relateret til mange andre videnskaber, såsom fysik, medicin, biologi, økologi osv.
Kemiske processer.
Typer af kemiske forbindelser.
Kemisk nomenklatur.
I øjeblikket bruges triviel og rationel nomenklatur til at navngive kemiske elementer, hvor sidstnævnte er opdelt i russisk, semi-systematisk (international) og systematisk.
I trivielt Nomenklaturen bruger historisk etablerede egennavne på kemiske stoffer. De afspejler ikke sammensætningen af kemiske forbindelser. Brugen af sådanne navne er oftest en hyldest til traditionen. Eksempel: CaO – brændt kalk, N2O – lattergas.
Inden for rammerne af russisk nomenklatur bruges rødderne af russiske navne til at navngive kemiske forbindelser, og i semi-systematisk nomenklatur bruger de latinske rødder. Læsning af formler for kemiske forbindelser begynder fra højre mod venstre. Både russisk og semi-systematisk nomenklatur afspejler fuldt ud sammensætningen af kemiske forbindelser. Eksempel: CaO – calciumoxid (calciumoxid), N2O – nitrogen semioxid (nitrogenoxid I).
For at forene og forenkle dannelsen af navne foreslog International Union of Pure and Applied Chemistry et andet system til dannelse af kemiske forbindelser. Ifølge disse regler skal disse stoffer navngives fra venstre mod højre. Eksempel: CaO – calciumoxid, N2O – dinitrogenoxid.
I øjeblikket er de mest almindelige i brug russisk og semi-systematisk nomenklatur.
Nomenklatur af medium, sure, basiske salte.
Baseret på deres kemiske sammensætning klassificeres salte i medium, sure og basiske salte. Der er også dobbelte, blandede og komplekse salte. De fleste salte, uanset deres opløselighed i vand, er stærke elektrolytter.
Normale salte.
2. Avogadros lov og dens konsekvenser.
Avogadros lov.
Amadeo Avogadro fremsatte en hypotese i 1811, som senere blev bekræftet af eksperimentelle data og derfor blev kendt som Avogadros lov:
Lige store mængder af forskellige gasser under de samme betingelser (temperatur og tryk) indeholder det samme antal molekyler.
Avogadro foreslog, at molekylerne af simple gasser består af to identiske atomer. Når brint således kombineres med klor, nedbrydes deres molekyler til atomer, der danner hydrogenchloridmolekyler. Fra et klormolekyle og et brintmolekyle dannes to molekyler hydrogenchlorid.
Konsekvenser af Avogadros lov.
Lige mængder af gasformige stoffer under de samme betingelser (tryk og temperatur) optager lige store volumener. Især: under normale forhold optager 1 mol af enhver gas et volumen svarende til 22,4 liter. Dette volumen kaldes det molære volumen af gassen. Normale forhold: 273K, 760mmHg. Kunst. eller 1,01*10^5Pa.
Densiteterne af alle gasformige stoffer under de samme betingelser (T, P) omtales som deres molære (molære) masser.
Densitetsforhold - den relative massefylde af en gas til en anden ( Drel.), så er forholdet mellem molmasser også lig Drel.
Hvis den relative massefylde af gassen bestemmes af brint eller luft, så er værdien μ=2Dн og μ=29Dair. Hvor 29 er luftens molære masse.
Hvis gassen er i virkelige forhold, beregnes dens volumen ved hjælp af Mendeleev-Clapeyron formlen:
P*V=(m/μ)*R*T, hvor R=8,31 J/mol*K
Gasblandinger.
Hvis der ikke er nogen interaktion i en gasblanding, så har hver gas i blandingen sine egne individuelle egenskaber og adlyder de love, der er diskuteret tidligere.
Sammensætningen af gasblandinger kan udtrykkes: masse, volumen, molfraktioner.
Massefraktion af gas er forholdet mellem massen af gas og massen af hele gasblandingen.
Volumenfraktion af gas er forholdet mellem volumen af gas og volumen af hele blandingen.
Molfraktionen af en gas er forholdet mellem antallet af mol gas og antallet af mol af blandingen.
En af konsekvenserne af Avogadros lov: volumenbrøk = molbrøk.
De vigtigste egenskaber ved en gasblanding er opsummeret ud fra egenskaberne ved dens komponenter. Så det samlede tryk af gasblandingen er lig med summen af gassens partialtryk.
3. Lov om ækvivalenter. Tilsvarende. Ækvivalent masse og ækvivalent volumen. Ækvivalente masser af komplekse forbindelser.
Tilsvarende.
Ækvivalenten af et stof (grundstof) E er mængden af det, der interagerer med et mol brintatomer eller generelt med en ækvivalent af ethvert andet stof (grundstof). Lad os for eksempel finde ækvivalenten til nogle stoffer: HCl - 1 mol, H2O. Et mol brint kombineres med 1 mol klor og ½ oxygenatomer, og derfor er ækvivalenterne henholdsvis 1 og ½.
Ækvivalent masse og ækvivalent volumen.
Ækvivalent masse (Em) er massen af en ækvivalent af et stof (grundstof).
De ækvivalente masser af de tidligere betragtede grundstoffer er lig med Em(Cl) = 35,3 g/mol, Em(O) = 8 g/mol.
Den ækvivalente masse af ethvert grundstof kan bestemmes ved formlen: Em = μ/CO, hvor CO er den absolutte værdi af oxidationstilstanden i forbindelser. Da de fleste grundstoffer har en variabel oxidationstilstand, er værdierne af deres ækvivalenter i forskellige forbindelser forskellige. Lad os f.eks. finde
Hvis problemet specificerer mængder af gasser, er det mere bekvemt at bruge begrebet ækvivalent volumen, beregnet ved hjælp af Avogadros lov. Det ækvivalente volumen er det volumen, der er optaget ved jordoverfladen. en ækvivalent af stoffet. Altså 1 mol brint, dvs. 2g. Optager en volumen på 22,4 liter, derfor 1 g. (dvs. én ækvivalent masse) vil fylde 11,2 liter. På samme måde kan du finde det tilsvarende volumen ilt, som er 5,6 liter.
Lov om ækvivalenter.
Masserne af reagerende stoffer såvel som reaktionsprodukter er proportionale med deres ækvivalente masser. m1/m2=Em1/Em2
For en kemisk reaktion:
νаА+νвВ=νсС+νдД er gyldig nEm(A)=nEm(B)=nEm(C)=nEm(D)
Hvor nEm er antallet af ækvivalente masser. Derfor, hvis antallet af ækvivalente masser af et af stofferne er kendt, så er det ikke nødvendigt at beregne antallet Em af de resterende stoffer. Det er klart, at antallet af ækvivalente masser er lig med forholdet mellem stoffets masse og den ækvivalente masse.
Loven om ækvivalenter for ækvivalente bind er skrevet som følger:
Ækvivalente masser af komplekse forbindelser.
Baseret på loven om ækvivalente masser er følgende formler til beregning af Em gyldige:
Em(oxid)=μ(oxid)/∑COel-ta, hvor ∑COel-ta er den samlede oxidationstilstand for et af grundstofferne (det er lig med produktet af grundstoffets oxidationstilstand med antallet af atomer af dette element)
Em(salte)=μ(salte)/∑z, hvor ∑z er den samlede ladning af ionen (kation eller anion).
Em(syrer)=μ(syrer)/nh(basicitet-tal H)
Em(base)=μ(base)/ikke(basens surhed – OH-tal)
H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O
3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3P04+3H2O
Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4
4. Kvantemekanikkens to principper: bølge-partikel dualitet og usikkerhedsprincippet.
Elektronen er et objekt for mikrokosmos og adlyder i sin adfærd særlige love, der ikke ligner makrokosmos love. Bevægelsen af objekter i mikroverdenen beskrives ikke af lovene i newtonsk mekanik, men af kvantemekanikkens love. Kvantemekanik er baseret på to grundlæggende principper.
Princippet om bølge-partikel dualitet.
Ifølge dette princip kan mikroverdensobjekters adfærd beskrives som bevægelse af en partikel (korpuskel) og som en bølgeproces. Det er fysisk umuligt at forestille sig dette. Matematisk er dette beskrevet af De Broglie-ligningen:
K=(h*ν)/m*υ, hvor ν er bølgelængden svarende til en elektron med massen m og bevæger sig med hastigheden υ.
Heisenbergs usikkerhedsprincip.
For en elektron er det ikke muligt at bestemme x-koordinaten og momentum med nogen nøjagtighed (px=m*Vx, hvor Vx er elektronens hastighed i retning af x-koordinaten)
Usikkerheder (fejl) i vores viden om størrelserne x og px. Vi kan kun tale om den probabilistiske placering af elektronen på dette sted. Jo mere præcist vi definerer x, jo mere usikker bliver værdien af px for os.
Disse to principper danner kvantemekanikkens sandsynlighedsstatistiske natur.
6. Rækkefølgen af fyldningstilstande i atomer af forskellige grundstoffer med elektroner (elektroners energitilstande i multielektronatomer). Elektroniske formler for multielektronatomer ved hjælp af eksemplet med elementer fra periode 2 og 3. Paulis princip. Hunds regel. Elektroniske formler for grundstoffer i jorden og exciterede tilstande ved hjælp af eksemplet med nitrogen-, kulstof- og svovlatomer.
Rækkefølgen af fyldningstilstande i atomer af forskellige elementer med elektroner (elektroners energitilstande i multielektronatomer).
Ifølge princippet om minimumsenergi vil den mest nøjagtige tilstand af et atom være en, hvor elektroner er placeret i orbitaler med den laveste energi. Atomets tilstand, som er karakteriseret ved minimumsværdien af elektronenergi, kaldes jorden (uophidset).
Rækkefølgen af udfyldning af orbitalerne bestemmes energisk:
1). princippet om minimumsenergi
2).Pauli-princippet
3).Hunds regel
Princippet om mindst energi
Således fører udseendet af en anden elektron i et heliumatom til, at virkningen af interaktion af en elektron med en positiv kerne også påvirkes af frastødningskraften mellem elektroner. Med yderligere vækst af elektroner forhindrer interne eller kerneelektroner interaktionen af eksterne elektroner med kernen. Det vil sige, at interne elektroner skærmer eksterne elektroner. Af disse grunde har multielektronatomer forskellige underniveauer med tilsvarende forskellige energiværdier. Rækkefølgen for alternering af underniveauer bestemmes af to Klechkovsky-regler:
1). Lavere energi svarer til et underniveau med en lavere værdi af summen n+l
2).For de samme sumværdier svarer en lavere energi til et underniveau med en lavere m-værdi
Bord. 4s underniveau er lavere i energi end 3d underniveau, fordi s elektroner er mindre skærmede end d elektroner, fordi kan trænge tættere ind på kernen.
Pauli princippet
Et atom kan ikke have to elektroner med det samme sæt kvantetal. En orbital kan således ikke indeholde mere end to elektroner med forskellige rotationsspin.
Hunds regel
Underniveauet er udfyldt på en sådan måde, at deres samlede spin er maksimalt. Det vil sige, at inden for et underniveau fyldes det maksimale antal kvanteceller først.
7. Arten af ændringen i grundstoffernes kemiske egenskaber, når deres atomnummer stiger.S-, s-, d-, f- elementer. Forholdet mellem den elektroniske konfiguration af grundstoffers atomer og deres placering i det periodiske system.
Arten af ændringer i grundstoffernes kemiske egenskaber, når deres atomnummer stiger.
Når ordenstallet stiger i perioder, øges ikke-metalliske (sure) egenskaber fra venstre mod højre. Metalliske egenskaber (grundlæggende egenskaber) øges i grupper. Dette fører til det faktum, at nær diagonalen trukket fra det øverste venstre hjørne til det nederste højre hjørne, danner elementerne forbindelser af en amfoter karakter.
Derudover forklares den periodiske ændring i grundstoffernes egenskaber med stigende atomnummer ved en periodisk ændring i atomernes struktur, nemlig antallet af elektroner på deres ydre energiniveau.
S -, s -, d -, f - elementer. Forholdet mellem den elektroniske konfiguration af grundstoffers atomer og deres placering i det periodiske system.
Begyndelsen af hver periode svarer til begyndelsen af udviklingen af et nyt energiniveau. Periodenummeret bestemmer nummeret på det eksterne niveau. Det er bygget på elementerne i hovedundergrupperne. De der. s og p elementer. For d elementer udfyldes første niveau udefra. Den f- anden er udenfor. De der. det ydre og bebyggede niveau falder ikke altid sammen. Da d grundstoffer har det første ydre niveau fyldt, og de kemiske egenskaber primært bestemmes af strukturen af det ydre energiniveau, ligner disse grundstoffers kemiske egenskaber hinanden (for eksempel er de alle metaller). De har ikke en skarp ændring i egenskaber, når de bevæger sig fra element til element. Som for eksempel elementerne s og p. Egenskaberne for f-elementer (lanthanider og actinider) er endnu mere ens, da de fylder endnu dybere underniveauer.
10.Kovalens i valensbindingsmetoden. Valensmuligheder for atomer af elementer fra den anden periode i jorden og exciterede tilstande. Sammenlign valensmuligheder (kovalens) Sog om,FOgCl
Kovalens i valensbindingsmetoden.
Hvert atom giver en af et par elektroner. Det samlede antal elektronpar, det danner med atomer af andre grundstoffer, kaldes kovalens.
Valensmuligheder for atomer af elementer fra den anden periode i jorden og exciterede tilstande.
Sammenlign valensmuligheder (kovalens) S og om, F Og Cl inden for rammerne af valensbindingsmetoden.
Foregribe resultaterne af en undersøgelse, forudsige et mønster, fornemme fælles oprindelse - alt dette markerer kreativiteten hos et stort antal forsøgspersoner og videnskabsmænd. Oftest gælder prognosen kun for forskerens ansættelsesområde. Og få mennesker har modet til at engagere sig i langsigtede prognoser, væsentligt forud for deres tid. Italieneren Amedeo Avogadro havde mere end nok mod. Det er af denne grund, at denne videnskabsmand nu er kendt over hele verden. Og Avogadros lov bruges stadig af alle kemikere og fysikere på planeten. I denne artikel vil vi tale detaljeret om det og dets forfatter.
Barndom og studier
Amedeo Avogadro blev født i Torino i 1776. Hans far Philippe arbejdede som fuldmægtig i retsvæsenet. I alt var der otte børn i familien. Alle Amedeos forfædre tjente som advokater i den katolske kirke. Den unge mand afveg heller ikke fra traditionen og tog juraen op. I en alder af tyve havde han allerede en doktorgrad.
Med tiden ophørte juridisk praksis med at interessere Amedeo. Den unge mands interesser lå i et andet område. Selv i sin ungdom gik han på skolen for eksperimentel fysik og geometri. Det var dengang, at kærligheden til videnskaben vågnede i den fremtidige videnskabsmand. På grund af huller i viden begyndte Avogadro selvuddannelse. I en alder af 25 brugte Amedeo al sin fritid til at studere matematik og fysik.
Videnskabelig aktivitet
På den første fase var Amedeos videnskabelige aktivitet viet til studiet af elektriske fænomener. Avogadros interesse blev intensiveret, efter at Volt opdagede kilden til elektrisk strøm i 1800. Ikke mindre interessant for den unge videnskabsmand var diskussioner mellem Volta og Galvani om elektricitets natur. Og generelt var dette område på det tidspunkt avanceret inden for videnskab.
I 1803 og 1804 præsenterede Avogadro sammen med sin bror Felice to værker for videnskabsmænd fra Turin Academy, der afslørede teorier om elektrokemiske og elektriske fænomener. I 1804 blev Amedeo et tilsvarende medlem af dette akademi.
I 1806 fik Avogadro job som tutor ved Torino Lyceum. Og tre år senere flyttede videnskabsmanden til Vercelli Lyceum, hvor han underviste i matematik og fysik i ti år. I den periode læste Amedeo en masse videnskabelig litteratur og lavede nyttige uddrag fra bøger. Han førte dem indtil deres livs slutning. Hele 75 bind på hver 700 sider er samlet. Indholdet af disse bøger taler om alsidigheden af videnskabsmandens interesser og det kolossale arbejde, han har udført.
Personlige liv
Amedeo arrangerede familielivet ret sent, da hans alder allerede havde overskredet sit tredje årti. Mens han arbejdede i Vercelli, mødte han Anna di Giuseppe, som var meget yngre end videnskabsmanden. Dette ægteskab gav otte børn. Ingen af dem fulgte i deres fars fodspor.
Avogadros lov og dens konsekvenser
I 1808 formulerede Gay-Lussac (i samarbejde med Humboldt) princippet om volumetriske relationer. Denne lov sagde, at forholdet mellem mængderne af reagerende gasser kan udtrykkes i simple tal. For eksempel giver 1 volumen klor, kombineret med 1 volumen brint, 2 volumener hydrogenchlorid osv. Men denne lov gav ikke noget, da der for det første ikke var nogen specifik forskel mellem begreberne korpuskel, molekyle, atom, og for det andet havde videnskabsmænd forskellige meninger om sammensætningen af partikler af forskellige gasser.
I 1811 begyndte Amedeo en grundig analyse af resultaterne af Gay-Lussacs forskning. Som et resultat indså Avogadro, at loven om volumetriske relationer giver os mulighed for at forstå strukturen af gasmolekylet. Hypotesen han formulerede var: "Antallet af molekyler af enhver gas i samme volumen er altid det samme."
Opdagelse af loven
I tre hele år fortsatte videnskabsmanden med at eksperimentere. Og som et resultat dukkede Avogadros lov op, som lyder sådan: "Lige volumener af gasformige stoffer ved samme temperatur og tryk indeholder det samme antal molekyler. Og målet for massen af molekyler kan bestemmes ud fra massefylden af forskellige gasser." For eksempel, hvis 1 liter ilt indeholder det samme antal molekyler som 1 liter brint, så er forholdet mellem tæthederne af disse gasser lig med forholdet mellem massen af molekylerne. Forskeren bemærkede også, at molekyler i gasser ikke altid består af enkelte atomer. Tilstedeværelsen af både forskellige og identiske atomer er acceptabel.
Desværre, på tidspunktet for Avogadro, kunne denne lov ikke bevises teoretisk. Men det gjorde det muligt i eksperimenter at fastslå sammensætningen af gasmolekyler og bestemme deres masse. Lad os følge logikken i et sådant ræsonnement. Under forsøget blev det afsløret, at vanddamp fra gassen, samt mængderne af brint og ilt, er i forholdet 2:1:2. Der kan drages forskellige konklusioner af dette faktum. For det første: et vandmolekyle består af tre atomer, og brint- og oxygenmolekyler består af to. Den anden konklusion er også ret passende: Vand- og oxygenmolekylerne er diatomiske, og brintmolekyler er monoatomiske.
Modstandere af hypotesen
Avogadros lov havde mange modstandere. Det skyldtes blandt andet, at der i de dage ikke fandtes nogen enkel og klar registrering af ligninger og formler for kemiske reaktioner. Den største kritiker var Jens Berzelius, en svensk kemiker med ubestridt autoritet. Han mente, at alle atomer har elektriske ladninger, og at molekyler selv er opbygget af atomer med modsatte ladninger, der tiltrækker hinanden. Således havde brintatomer en positiv ladning, og oxygenatomer havde en negativ ladning. Fra dette synspunkt eksisterer et iltmolekyle bestående af 2 ligeligt ladede atomer simpelthen ikke. Men hvis oxygenmolekyler stadig er monoatomiske, så skal andelen af volumenforholdet være 1:1:1 i reaktionen mellem nitrogen og oxygen. Dette udsagn modsiger forsøget, hvor der blev opnået 2 liter nitrogenoxid fra 1 liter ilt og 1 liter nitrogen. Det var af denne grund, at Berzelius og andre kemikere afviste Avogadros lov. Det svarede jo absolut ikke til de eksperimentelle data.
Genoplivning af loven
Indtil tresserne af det nittende århundrede blev vilkårlighed observeret i kemi. Desuden udvidede det både til vurdering af molekylmasser og til beskrivelse af kemiske reaktioner. Der var generelt mange misforståelser om atomsammensætningen af komplekse stoffer. Nogle videnskabsmænd planlagde endda at opgive den molekylære teori. Og først i 1858 fandt en kemiker fra Italien ved navn Cannizzaro en henvisning til Avogadros lov og konsekvenserne af den i korrespondancen fra Bertollet og Ampere. Dette bragte orden i det forvirrende billede af kemi på det tidspunkt. To år senere talte Cannizzaro om Avogadros lov i Karlsruhe på den internationale kemikongres. Hans rapport gjorde et uudsletteligt indtryk på videnskabsmænd. En af dem sagde, at det var, som om han havde set lyset, al tvivl var forsvundet, og til gengæld var der en følelse af tillid.
Efter at Avogadros lov blev anerkendt, kunne videnskabsmænd ikke kun bestemme sammensætningen af gasmolekyler, men også beregne atom- og molekylmasser. Denne viden hjalp med at beregne masseforholdet mellem reagenser i forskellige kemiske reaktioner. Og det var meget praktisk. Ved at måle masse i gram kunne forskere manipulere molekyler.
Konklusion
Der er gået lang tid siden Avogadros lov blev opdaget, men ingen har glemt grundlæggeren af molekylær teori. Videnskabsmandens logik var upåklagelig, hvilket senere blev bekræftet af J. Maxwells beregninger baseret på den kinetiske teori om gasser og derefter af eksperimentelle undersøgelser (Brownsk bevægelse). Det blev også bestemt, hvor mange partikler der er indeholdt i en mol af hver gas. Denne konstant, 6.022.1023, blev kaldt Avogadros nummer, der udødeliggjorde navnet på den indsigtsfulde Amedeo.
