Дайте определение закона авогадро. Закон авогадро в химии. Закон Авогадро и его следствия
Итальянский физик и химик Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро родился в 1776 году в Турине в дворянской семье. Так как в то время принято было передавать профессии по наследству Авогадро в 16 лет окончил Туринский университет, а в 20 получил ученую степень доктора церковного права.
С 25 лет самостоятельно занимается изучением физики и математики. И в 1803 году Амедео представил свою первую научную работу по изучению свойств электричества в Туринскую академию. В 1809 году учёному предложили должность профессора в колледже города Верчелли, а с 1820 года учёный успешно преподаёт в Туринском университете. Преподавательской деятельностью занимался до 1850 года.
Авогадро проводил различные исследования по изучению физических и химических свойств и явлений. Его научные работы посвящены электрохимической теории, электричеству, удельной теплоемкости, номенклатуре химических соединений. Авогадро впервые определил атомные массы углерода, азота, кислорода, хлора и других элементов; установил количественный состав молекул многих веществ, среди которых водород, вода, аммиак, азот и другие. Но химики отвергали теории Авогадро, и работы учёного были непризнанны.
Лишь в 1860 году благодаря усилиям С. Канниццаро многие работы Авогадро были пересмотрены и оправданы. В честь фамилии ученого названо постоянное число молекул в 1 моле идеального газа – число Авогадро (физическая постоянная величина, численно равная количеству специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества = 6,0222310 23 . С этого времени начал широко применятся в химии закон Авогадро.
В 1811 году Авогадро установил закон, который утверждал, что в одинаковых объемах газов содержится равное число молекул при одинаковых температурах и давлении. А в 1814 году появляется статья учёного «Очерк об относительных массах молекул простых тел, или предполагаемых плотностях их газа, и о конституции некоторых из их соединений», в которой четко формулируется закон Авогадро.
Каким образом учёный пришёл к такому заключению?
Авогадро тщательно проанализировал результаты экспериментов Гей-Люссака и других ученых
и понял, как устроена молекула газа. Известно, что при протекании химической реакции между газами соотношение объемов этих газов такое же, как и их молекулярное соотношение. Получается, что можно, измеряя плотность разных газов, определять относительные массы молекул, из которых эти газы состоят, и атомов. То есть, если в 1 литре кислорода содержится столько молекул, сколько и в 1 литре водорода, то отношение плотностей этих газов равно отношение масс молекул. Авогадро отметил, что молекулы простых газах могут состоять и из нескольких атомов.
Закон Авогадро широко используется при расчетах по химическим формулам и уравнениям химических реакций, позволяет определять относительные молекулярные массы газов и количество молекул в моле любого вещества.
Если у Вас появились вопросы, Вы хотите более детально остановиться на данном материале или необходима помощь при решении задач, онлайн репетиторы всегда готовы помочь. В любое время и в любом месте ученик может обратиться за помощью к онлайн репетитору и получить консультацию по любому предмету школьной программы. Обучение проходит посредством специально разработанного программного обеспечения. Квалифицированные педагоги оказывают помощь при выполнении домашних заданий, объяснении непонятного материала; помогают подготовиться к ГИА и ЕГЭ. Ученик выбирает сам, проводить занятия с выбранным репетитором на протяжении длительного времени, или использовать помощь педагога только в конкретных ситуациях, когда возникают сложности с определённым заданием.
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Амедео Авогадро был одним из итальянских физиков и химиков в девятнадцатом веке. Надо сказать, что образование он получал юридическое, но тяга к математике и физике подтолкнула его самостоятельно заняться изучением этих наук. И в этом деле он преуспел.
В тридцать лет Авогадро становится преподавателем физики в одном из университетских лицеев того времени. Позже он станет профессором математике в университете. Однако, Авогадро известен вовсе не своей успешной карьерой преподавателя точных наук, коих он освоил самостоятельно, он известен, прежде всего, как учёный, и как человек, высказавший одну из основополагающих гипотез физической химии. Он предположил, что если взять равные объёмы двух разных идеальных газов при одном и том же давлении и температуре, то в этих объёмах будет содержаться одинаковое число молекул. Впоследствии гипотеза подтвердилась, и сегодня может быть доказана при помощи теоретических выкладок. Сегодня это правило носит название закона Авогадро. Кроме того, в честь него было названо некое постоянное число, так называемое число Авогадро, о чём пойдёт речь ниже.
Число Авогадро
Все вещества состоят из каких-то структурных элементов, как правило, это либо молекулы, либо атомы, но важно не это. Что должно происходить, когда мы смешиваем два вещества, и они реагируют? Логично, что один структурный элемент, кирпичик, одного вещества должен прореагировать с одним структурным элементом, кирпичиком, другого вещества. Поэтому при полной реакции число элементов для обоих веществ должно быть одинаковым, хотя при этом могут отличаться и вес, и объёмы препаратов. Таким образом, любая химическая реакция должна содержать одинаковое число структурных элементов каждого вещества, либо эти цифры должны быть пропорциональны какому-то числу. Совершенно неважно значение этого числа, но в дальнейшем за основу решили взять двенадцать грамм углерода-12 и подсчитать в нём количество атомов. Оно составляет порядка шести помноженной на десять в двадцать третьей степени. Если вещество содержит такое количество структурных элементов, то говорят об одном моле вещества. Соответственно все химические реакции в теоретических выкладках записываются в молях, то есть смешивают моли веществ.
Как говорилось выше, значение числа Авогадро, в принципе неважно, однако при этом его определяют физическим способом. Поскольку опыты на данный момент имеют недостаточную точность, то данное число всё время уточняется. Можно, конечно, надеется, что когда-нибудь оно будет подсчитано абсолютно точно, но пока до этого далеко. На сегодняшний день последнее уточнение было сделано в 2011 году. Кроме того, в том же году была принята резолюция о том, как грамотно записывать данное число. Поскольку оно всё время уточняется, то его на сегодняшний день записывают как 6.02214Х помноженное на десять в двадцать третьей степени. Такое количество структурных элементов содержится в одном моле вещества. Буква «Х» в данной записи говорит о том, что число уточняется, то есть значение Х в будущем будет уточняться.
Закон Авогадро
В самом начале данной статьи мы упомянули Закон Авогадро. Это правило говорит об одинаковом количестве молекул. В таком случае имеет смысл связать этот закон с числом Авогадро или молем. Тогда закон Авогадро будет утверждать, что моль каждого идеального газа при одной и той же температуре и давление занимает одинаковый объём. Подсчитано, что при нормальных условиях этот объём составляет порядка двадцати четырёх с половиной литров. Есть точное значение этой цифры, 22.41383 литров. И поскольку процессы, происходящие при нормальных условиях, важны и встречаются очень часто, то есть и название для данного объёма, молярный объём газа.
В теоретических выкладках очень часто, рассматривается молярные объёмы газа. Если есть необходимость перейти к другим температурам или давление, то объём, конечно, изменится, однако есть соответствующие формулы из физики, которые позволяют его подсчитать. Просто надо всегда помнить, что моль газа всегда относится к нормальным условиям, то есть это какая-то конкретная температура и какое-то конкретное давление, и согласно постановлению 1982 года при нормальных условиях давление газа составляет десять в пятой степени Паскаль, а температура 273.15 Кельвина.
Помимо очевидного прикладного значения двух понятий, что были рассмотрены выше, есть и более интересные последствия, которые из них вытекают. Так, зная плотность воды и, взяв один моль её, мы можем оценить размеры молекулы. Здесь мы исходим из того, что нам известна атомарная масса молекул воды и углерода. Таким образом, если мы берём для углерода двенадцать грамм, то масса воды определяется согласно пропорциональной зависимости, она равна восемнадцати граммам. Поскольку плотность воды определить несложно, необходимых данных для оценки размера молекулы воды теперь достаточно. Вычисления показывают, что размер молекулы воды порядка десятых долей нанометра.
Интересно и дальнейшее развитие закона Авогадро. Так, Вант-Гоф распространил законы идеальных газов на растворы. Суть сводится к аналогии законов, но в итоге это дало возможность узнать молекулярные массы веществ, которые по-другому получить было бы очень трудно.
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
1.Химия – часть естествознания. Химические процессы. Типы химических соединений. Химическая номенклатура. Номенклатура средних, кислых, основных солей.
Химия – часть естествознания.
Химия-наука о веществах. Она изучает вещества и их превращения, сопровождающиеся изменением внутреннего строения вещества и электронной структуры взаимодействующих атомов, но не затрагивающие состав и структуру ядер.
Известно около 7000000 химических соединений и из них 400000 неорганических.
Химия – одна из фундаментальных дисциплин. Она является частью естествознания, наук о природе. Она связана с множеством других наук, таких как физика, медицина, биология, экология и т.д.
Химические процессы.
Типы химических соединений.
Химическая номенклатура.
В настоящее время для названия химических элементов используют тривиальную и рациональную номенклатуру, причем последняя делится на русскую, полусистематическую (международную) и систематическую.
В тривиальной номенклатуре используют исторически сложившиеся собственные имена химических веществ. Они не отражают состав химических соединений. Использование таких названий чаще всего дань традиции. Пример: СаО – негашеная известь, N2О – веселящий газ.
В рамках русской номенклатуры используют для названия химических соединений корни русских названий, а в полусистематической – латинских. Чтение формул химических соединений начинается справа налево. И русская и полусистематическая номенклатуры в полной мере отражаю состав химических соединений. Пример: СаО – окись кальция (оксид кальция), N2O – полуокись азота (оксид азота I).
В целях унификации и упрощения формирования названий международный союз теоретической и прикладной химии предложил иную систему формирования химических соединений. Согласно этим правилам называть эти вещества следует слева направо. Пример: СаО – кальций оксид, N2O – диазот оксид.
В настоящее время самые распространенные в использовании русская и полусистематическая номенклатура.
Номенклатура средних, кислых, основных солей.
По химическому составу различают средние, кислые, основные соли. Существуют еще двойные, смешенные и комплексные соли. Большинство солей независимо от их растворимости в воде являются сильными электролитами.
Нормальные соли.
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.
Предвидеть результаты исследования, предугадать закономерность, почувствовать общие истоки - всем этим отмечено творчество большого числа экспериментаторов и учёных. Чаще всего прогноз распространяется лишь на область занятости исследователя. И мало у кого хватает смелости заняться долгосрочным прогнозированием, существенно опередив время. У итальянца Амедео Авогадро смелости было хоть отбавляй. Именно по этой причине данный учёный известен сейчас во всём мире. А закон Авогадро и по сей день используется всеми химиками и физиками планеты. В этой статье мы подробно расскажем о нём и его авторе.
Детство и учёба
Амедео Авогадро родился в Турине в 1776 году. Его отец Филиппе работал служащим в судебном ведомстве. Всего в семье было восемь детей. Все предки Амедео служили адвокатами при католической церкви. Молодой человек также не отступил от традиции и занялся юриспруденцией. К двадцати годам он уже имел степень доктора.
Со временем юридическая практика перестала увлекать Амедео. Интересы молодого человека лежали в другой сфере. Ещё в юности он посещал школу экспериментальной физики и геометрии. Тогда в будущем учёном и проснулась любовь к наукам. Из-за пробелов в знаниях Авогадро занялся самообразованием. В 25 лет Амедео всё свободное время уделял изучению математики и физики.
Научная деятельность
На первом этапе научная деятельность Амедео была посвящена изучению электрических явлений. Интерес Авогадро особо усилился после того как Вольт открыл источник электрического тока в 1800 году. Не менее интересны молодому учёному были дискуссии Вольта и Гальвани о природе электричества. Да и в целом тогда данная область была передовой в науке.
В 1803 и 1804 годах Авогадро вместе с братом Феличе представил учёным из Туринской Академии две работы, раскрывающие теории электрохимических и электрических явлений. В 1804 году Амедео стал членом-корреспондентом данной академии.
В 1806 году Авогадро устроился репетитором в Туринский лицей. А спустя три года учёный перебрался в лицей Верчелли, где преподавал математику и физику на протяжении десяти лет. В тот период Амедео прочитал много научной литературы, делая из книг полезные выписки. Он вёл их до конца жизни. Накопилось целых 75 томов по 700 страниц каждый. Содержание этих книг говорит о разносторонности интересов учёного и о том колоссальном труде, который он проделал.
Личная жизнь
Семейную жизнь Амедео устроил довольно поздно, когда его возраст уже перевалил за третий десяток. Работая в Верчелли, он встретил Анну ди Джузеппе, которая была намного моложе учёного. В этом браке родилось восемь детей. Никто из них не пошёл по стопам отца.
Закон Авогадро и его следствия
В 1808 году Гей-Люссак (в соавторстве с Гумбольдтом) сформулировал принцип объёмных отношений. Этот закон гласил, что соотношение между объёмами реагирующих газов можно выразить простыми числами. Например, 1 объём хлора, соединяясь с 1 объёмом водорода, даёт 2 объёма хлороводорода и т.п. Но данный закон ничего не давал, так как, во-первых, не было конкретного различия между понятиями корпускула, молекула, атом, а во-вторых, у учёных были разные мнения насчёт состава частиц различных газов.
В 1811 году Амедео занялся тщательным анализом результатов исследований Гей-Люссака. В итоге Авогадро понял, что закон объёмных отношений позволяет понять устройство молекулы газов. Гипотеза, которую он сформулировал, гласила: «Число молекул любого газа в одном и том же объёме всегда одинаково».
Открытие закона
Целых три года учёный продолжал экспериментировать. И в итоге появился закон Авогадро, который звучит так: «Равные объёмы газообразных веществ при одинаковой температуре и давлении содержат одинаковое количество молекул. А меру массы молекул можно определить по плотности различных газов». Например, если 1 литр кислорода содержит столько же молекул, сколько и 1 литр водорода, то отношение плотностей данных газов равно отношению массы молекул. Также учёный отметил, что молекулы в газах не всегда состоят из одиночных атомов. Допустимо наличие как разных, так и одинаковых атомов.
К сожалению, во времена Авогадро данный закон нельзя было доказать теоретически. Но он давал возможность устанавливать в экспериментах состав молекул газов и определять их массу. Давайте проследим логику подобных рассуждений. В ходе эксперимента было выявлено, что пары воды из газа, а также объёмы водорода и кислорода соотносятся в пропорции 2:1:2. Из этого факта можно сделать разные выводы. Первый: молекула воды состоит из трёх атомов, а молекулы водорода и кислорода из двух. Вполне уместен и второй вывод: молекулы воды и кислорода двухатомны, а водорода - одноатомны.
Противники гипотезы
У закона Авогадро было много противников. Отчасти это было связано с тем, что в те времена отсутствовала простая и ясная запись уравнений и формул химических реакций. Главным недоброжелателем был Йенс Берцелиус - шведский химик, имеющий непререкаемый авторитет. Он считал, что у всех атомов есть электрические заряды, а сами молекулы состоят из атомов с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу. Так, у атомов водорода был положительный заряд, а у атомов кислорода - отрицательный. С этой точки зрения молекулы кислорода, состоящей из 2-х одинаково заряженных атомов, просто не существует. Но если молекулы кислорода всё же одноатомны, то в реакции азота с кислородом пропорция соотношения объёмов должна быть 1:1:1. Данное утверждение противоречит эксперименту, где из 1 литра кислорода и 1 литра азота получали 2 литра оксида азота. Именно по этой причине Берцелиус и другие химики отвергали закон Авогадро. Ведь он абсолютно не соответствовал экспериментальным данным.
Возрождение закона
До шестидесятых годов девятнадцатого столетия в химии наблюдался произвол. Причём он распространялся как на оценку молекулярных масс, так и на описание химических реакций. Об атомном составе сложных веществ было вообще много неверных представлений. Некоторые учёные даже планировали отказаться от молекулярной теории. И только в 1858 году химик из Италии по имени Канниццаро нашёл в переписке Бертолле и Ампера ссылку на закон Авогадро и следствия из него. Это упорядочило запутанную картину химии того времени. Два года спустя Канниццаро рассказал о законе Авогадро в Карлсруэ на Международном конгрессе по химии. Его доклад произвёл на учёных неизгладимое впечатление. Один из них сказал, что он как будто прозрел, все сомнения испарились, а взамен появилось чувство уверенности.
После того как закон Авогадро признали, учёные могли не только определять состав молекул газов, но и рассчитывать атомные и молекулярные массы. Эти знания помогали в расчёте массовых соотношений реагентов в различных химических реакциях. И это было очень удобно. Измеряя массу в граммах, исследователи могли оперировать молекулами.
Заключение
Много времени прошло с тех пор, как был открыт закон Авогадро, но об основоположнике молекулярной теории никто не забыл. Логика учёного была безупречной, что позже подтвердили расчёты Дж. Максвелла, основанные на кинетической теории газов, а затем и экспериментальные исследования (броуновское движение). Также было определено, сколько содержится частиц в моле каждого газа. Эта константа - 6,022.1023 была названа числом Авогадро, увековечив имя проницательного Амедео.
