Die Avogadro-Zahl ist eine Maßeinheit. Avogadros Nummer: interessante Informationen
Wenn man die Menge einer Substanz in Mol und die Avogadro-Zahl kennt, kann man sehr einfach berechnen, wie viele Moleküle in dieser Substanz enthalten sind. Multiplizieren Sie einfach die Avogadro-Zahl mit der Substanzmenge.
N=N A *ν
Und wenn Sie in die Klinik kommen, um beispielsweise Blutzuckertests durchzuführen, können Sie mit Kenntnis der Avogadro-Zahl leicht die Anzahl der Zuckermoleküle in Ihrem Blut zählen. Nun, die Analyse ergab zum Beispiel 5 Mol. Multiplizieren wir dieses Ergebnis mit der Avogadro-Zahl und erhalten wir 3.010.000.000.000.000.000.000.000 Stück. Wenn man sich diese Zahl ansieht, wird klar, warum man aufhörte, Moleküle in Stücken zu messen, und stattdessen begann, sie in Mol zu messen.
Molmasse (M).
Wenn die Menge eines Stoffes unbekannt ist, kann man sie ermitteln, indem man die Masse des Stoffes durch seine Molmasse dividiert.
N=N A * m / M .
Die einzige Frage, die sich hier stellen kann, ist: „Was ist Molmasse?“ Nein, das ist keine Masse an Malern, wie es scheinen mag!!! Molmasse ist die Masse eines Mols einer Substanz. Hier ist alles einfach, wenn ein Mol NA-Partikel enthält (d. h. gleich der Avogadro-Zahl), also Multiplikation der Masse eines solchen Teilchens m 0 Mit der Avogadro-Zahl erhalten wir die Molmasse.
M=m 0 *N A .
Molmasse ist die Masse eines Mols einer Substanz.
Und es ist gut, wenn es bekannt ist, aber was ist, wenn es nicht bekannt ist? Wir müssen die Masse eines Moleküls m 0 berechnen. Aber auch das ist kein Problem. Sie müssen lediglich die chemische Formel kennen und das Periodensystem zur Hand haben.
Relatives Molekulargewicht (Mr).
Wenn die Anzahl der Moleküle in einem Stoff sehr groß ist, ist die Masse eines Moleküls m0 dagegen sehr klein. Aus Gründen der Vereinfachung der Berechnungen haben wir daher Folgendes eingeführt: relative Molekülmasse (Mr). Dies ist das Verhältnis der Masse eines Moleküls oder Atoms einer Substanz zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms. Aber lassen Sie sich davon nicht abschrecken, denn für Atome ist sie im Periodensystem angegeben und für Moleküle wird sie als Summe der relativen Molekülmassen aller im Molekül enthaltenen Atome berechnet. Das relative Molekulargewicht wird in gemessen Atomare Masseneinheiten (a.u.m), ausgedrückt in Kilogramm 1 amu=1,67 · 10 -27 kg. Mit diesem Wissen können wir die Masse eines Moleküls leicht bestimmen, indem wir die relative Molekülmasse mit 1,67 · 10 -27 multiplizieren.
m 0 = M r *1,67*10 -27 .
Relatives Molekulargewicht- das Verhältnis der Masse eines Moleküls oder Atoms einer Substanz zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms.
Zusammenhang zwischen Mol- und Molekularmasse.
Erinnern wir uns an die Formel zur Ermittlung der Molmasse:
M=m 0 *N A .
Als m 0 = M r * 1,67 10 -27, Wir können die Molmasse wie folgt ausdrücken:
M=M R *N A *1,67 10 -27 .
Wenn wir nun Avogadros Zahl N A mit 1,67 · 10 -27 multiplizieren, erhalten wir 10 -3, d. h. um die Molmasse eines Stoffes zu ermitteln, reicht es aus, seine Molekularmasse mit 10 -3 zu multiplizieren.
M=M R *10 -3
Aber beeilen Sie sich nicht, all dies zu tun, indem Sie die Anzahl der Moleküle berechnen. Wenn wir die Masse einer Substanz m kennen und sie durch die Masse des Moleküls m 0 dividieren, erhalten wir die Anzahl der Moleküle in dieser Substanz.
N=m / m 0
Natürlich ist es eine undankbare Aufgabe, Moleküle zu zählen; sie sind nicht nur klein, sie sind auch ständig in Bewegung. Für den Fall, dass Sie sich verlaufen, müssen Sie erneut zählen. Aber in der Wissenschaft, wie auch in der Armee, gibt es ein solches Wort „müssen“, und deshalb wurden sogar Atome und Moleküle gezählt...
Der italienische Wissenschaftler Amedeo Avogadro, ein Zeitgenosse von A. S. Puschkin, erkannte als erster, dass die Anzahl der Atome (Moleküle) in einem Grammatom (Mol) einer Substanz für alle Substanzen gleich ist. Die Kenntnis dieser Zahl eröffnet die Möglichkeit, die Größe von Atomen (Molekülen) abzuschätzen. Zu Avogadros Lebzeiten fand seine Hypothese keine gebührende Anerkennung. Der Geschichte von Avogadros Nummer gewidmet Ein neues Buch Evgeniy Zalmanovich Meilikhov, Professor am MIPT, Chefforscher am Nationalen Forschungszentrum „Kurchatov Institute“.
Wenn infolge einer globalen Katastrophe das gesamte angesammelte Wissen zerstört würde und nur ein einziger Satz an künftige Generationen von Lebewesen weitergegeben würde, welche Aussage, die aus den wenigsten Wörtern besteht, würde dann die meisten Informationen bringen? Ich glaube, das ist die Atomhypothese:<...>Alle Körper bestehen aus Atomen – kleinen Körpern in ständiger Bewegung.
R. Feynman, „Feynman-Vorlesungen über Physik“
Die Avogadro-Zahl (Avogadro-Konstante, Avogadro-Konstante) ist definiert als die Anzahl der Atome in 12 Gramm des reinen Isotops Kohlenstoff-12 (12 C). Es wird normalerweise als bezeichnet N A, seltener L. Der von CODATA (Fundamental Constants Working Group) im Jahr 2015 empfohlene Wert der Avogadro-Zahl: N A = 6,02214082(11) 10 23 mol −1. Ein Mol ist die Menge einer Substanz, die darin enthalten ist N A Strukturelemente(d. h. so viele Elemente, wie Atome in 12 g 12 C enthalten sind), und die Strukturelemente sind normalerweise Atome, Moleküle, Ionen usw. Per Definition ist eine atomare Masseneinheit (amu) gleich 1/12 der Masse eines Atoms 12 C. Ein Mol (Gramm-Mol) einer Substanz hat eine Masse (Molmasse), die, ausgedrückt in Gramm, numerisch gleich der Molekülmasse dieser Substanz (ausgedrückt in Atommasseneinheiten) ist. . Zum Beispiel: 1 Mol Natrium hat eine Masse von 22,9898 g und enthält (ungefähr) 6,02 10 23 Atome, 1 Mol Calciumfluorid CaF 2 hat eine Masse von (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g und enthält (ungefähr) 6 . 02 · 10 23 Moleküle.
Ende 2011 wurde auf der XXIV. Generalkonferenz für Maß und Gewicht einstimmig ein Vorschlag angenommen, den Maulwurf in einer künftigen Fassung zu definieren Internationales System Einheiten (SI) in einer Weise, die eine Bindung an die Definition von Gramm vermeidet. Es wird erwartet, dass der Maulwurf im Jahr 2018 direkt anhand der Avogadro-Zahl bestimmt wird, der auf der Grundlage der von CODATA empfohlenen Messergebnisse ein exakter (fehlerfreier) Wert zugewiesen wird. Mittlerweile ist Avogadros Zahl kein akzeptierter Wert, sondern ein messbarer Wert.
Diese Konstante ist nach dem berühmten italienischen Chemiker Amedeo Avogadro (1776–1856) benannt, der diese Zahl zwar selbst nicht kannte, aber erkannte, dass es sich um einen sehr großen Wert handelte. Zu Beginn der Entwicklung der Atomtheorie stellte Avogadro eine Hypothese auf (1811), wonach bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleiche Volumina vorliegen ideale Gase enthalten selbe Nummer Moleküle. Später wurde gezeigt, dass diese Hypothese eine Konsequenz ist Kinetische Theorie Gase und ist heute als Avogadro-Gesetz bekannt. Es lässt sich wie folgt formulieren: Ein Mol eines beliebigen Gases nimmt bei gleicher Temperatur und gleichem Druck das gleiche Volumen ein normale Bedingungen gleich 22,41383 l (normale Bedingungen entsprechen dem Druck P 0 = 1 atm und Temperatur T 0 = 273,15 K). Diese Größe wird als Molvolumen eines Gases bezeichnet.
Der erste Versuch, die Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Volumen zu ermitteln, wurde 1865 von J. Loschmidt unternommen. Aus seinen Berechnungen folgte, dass die Anzahl der Moleküle pro Luftvolumeneinheit 1,8 · 10 18 cm −3 beträgt, was, wie sich herausstellte, etwa 15-mal weniger ist korrekter Wert. Acht Jahre später gab J. Maxwell eine Schätzung ab, die der Wahrheit viel näher kam – 1,9 · 10 19 cm −3. Schließlich gibt Perrin 1908 eine akzeptable Einschätzung ab: N A = 6,8 10 23 mol −1 Avogadro-Zahl, ermittelt aus Experimenten zur Brownschen Bewegung.
Seitdem wurde es weiterentwickelt große Nummer Unabhängige Methoden zur Bestimmung der Avogadro-Zahl und genauere Messungen zeigten, dass 1 cm 3 eines idealen Gases unter normalen Bedingungen tatsächlich (ungefähr) 2,69 10 19 Moleküle enthält. Diese Größe wird Loschmidt-Zahl (oder Konstante) genannt. Sie entspricht der Avogadro-Zahl N A ≈ 6,02 · 10 23 .
Die Avogadro-Zahl ist eine der wichtigen physikalischen Konstanten, die eine Rolle spielten große Rolle in Entwicklung Naturwissenschaften. Aber ist es eine „universelle (grundlegende) physikalische Konstante“? Der Begriff selbst ist undefiniert und wird meist mit einer mehr oder weniger detaillierten Tabelle in Verbindung gebracht Zahlenwerte physikalische Konstanten, die bei der Lösung von Problemen verwendet werden sollten. In diesem Zusammenhang werden grundlegende physikalische Konstanten oft als solche Größen betrachtet, die keine Naturkonstanten sind und ihre Existenz nur einem gewählten Einheitensystem (wie den magnetischen und elektrischen Konstanten des Vakuums) oder konventionellen internationalen Vereinbarungen (wie dem) verdanken atomare Masseneinheit) . Fundamentalkonstanten umfassen häufig viele abgeleitete Größen (z. B. die Gaskonstante). R, klassischer Elektronenradius R e = e 2 / M e C 2 usw.) oder, wie im Fall des Molvolumens, der Wert eines physikalischen Parameters, der sich auf bestimmte experimentelle Bedingungen bezieht, die nur aus Gründen der Bequemlichkeit gewählt wurden (Druck 1 atm und Temperatur 273,15 K). Unter diesem Gesichtspunkt ist die Avogadro-Zahl eine wirklich fundamentale Konstante.
Dieses Buch widmet sich der Geschichte und Entwicklung von Methoden zur Bestimmung dieser Zahl. Das Epos dauerte etwa 200 Jahre und war in verschiedenen Phasen mit unterschiedlichen physikalischen Modellen und Theorien verbunden, von denen viele bis heute nicht an Aktualität verloren haben. An dieser Geschichte waren die klügsten wissenschaftlichen Köpfe beteiligt – nennen wir hier nur A. Avogadro, J. Loschmidt, J. Maxwell, J. Perrin, A. Einstein und M. Smoluchowski. Die Liste könnte weitergehen...
Der Autor muss zugeben, dass die Idee des Buches nicht ihm gehörte, sondern Lev Fedorovich Soloveichik, seinem Klassenkameraden am Moskauer Institut für Physik und Technologie, einem Mann, der sich mit angewandter Forschung und Entwicklung beschäftigte, aber ein Romantiker blieb im Herzen Physiker. Dies ist eine Person, die (eine der wenigen) „auch in unserem grausamen Zeitalter“ weiterhin für eine wirklich „höhere“ Physikausbildung in Russland kämpft, die Schönheit und Anmut physikalischer Ideen schätzt und nach besten Kräften fördert . Es ist bekannt, dass aus der Handlung, die A. S. Puschkin N. V. Gogol gab, eine brillante Komödie entstand. Dies ist hier natürlich nicht der Fall, aber vielleicht erscheint dieses Buch auch jemandem nützlich.
Dieses Buch ist kein „populärwissenschaftliches“ Werk, auch wenn es auf den ersten Blick so erscheinen mag. Seit einiger Zeit darin historischer Hintergrund Es wird ernsthafte Physik besprochen, ernsthafte Mathematik wird angewendet und recht komplexe wissenschaftliche Modelle werden diskutiert. Tatsächlich besteht das Buch aus zwei (nicht immer scharf abgegrenzten) Teilen, die für unterschiedliche Leser konzipiert sind – einige mögen es aus historischer und chemischer Sicht interessant finden, während andere sich möglicherweise auf die physikalische und mathematische Seite des Problems konzentrieren. Der Autor dachte an einen neugierigen Leser – einen Studenten der Fakultät für Physik oder Chemie, dem die Mathematik nicht fremd ist und der sich für die Geschichte der Wissenschaft interessiert. Gibt es solche Studenten? Der Autor kennt die genaue Antwort auf diese Frage nicht, hofft aber aufgrund seiner eigenen Erfahrung, dass es eine gibt.
Einleitung (gekürzt) zum Buch: Meilikhov E. Z. Avogadros Nummer. Wie man ein Atom sieht. - Dolgoprudny: Verlag „Intelligence“, 2017.
Das Gesetz von Avogadro in der Chemie hilft bei der Berechnung des Volumens, der Molmasse, der Menge der gasförmigen Substanz und der relativen Dichte des Gases. Die Hypothese wurde 1811 von Amedeo Avogadro formuliert und später experimentell bestätigt.
Gesetz
Joseph Gay-Lussac untersuchte 1808 als erster Gasreaktionen. Er formulierte die Gesetze Wärmeausdehnung Gase und Volumenverhältnisse, gewonnen aus Chlorwasserstoff und Ammoniak (zwei Gase) kristalline Substanz- NH 4 Cl (Ammoniumchlorid). Es stellte sich heraus, dass für seine Herstellung die gleichen Gasmengen benötigt werden. Wenn außerdem ein Gas im Überschuss vorhanden war, blieb der „zusätzliche“ Teil nach der Reaktion ungenutzt.
Wenig später formulierte Avogadro die Schlussfolgerung, dass gleiche Gasvolumina bei gleichen Temperaturen und gleichem Druck die gleiche Anzahl an Molekülen enthalten. Darüber hinaus können Gase unterschiedliche chemische und physikalische Eigenschaften haben.
Reis. 1. Amedeo Avogadro.
Das Gesetz von Avogadro hat zwei Konsequenzen:
- Erste - ein Mol Gas bei gleiche Bedingungen nimmt das gleiche Volumen ein;
- zweite - Das Verhältnis der Massen gleicher Volumina zweier Gase ist gleich dem Verhältnis ihrer Molmassen und drückt die relative Dichte eines Gases gegenüber dem anderen aus (bezeichnet mit D).
Als normale Bedingungen (n.s.) gelten Druck P=101,3 kPa (1 atm) und Temperatur T=273 K (0°C). Unter normalen Bedingungen beträgt das Molvolumen von Gasen (das Volumen eines Stoffes dividiert durch seine Menge) 22,4 l/mol, d. h. 1 Mol Gas (6,02 ∙ 10 23 Moleküle - konstante Zahl Avogadro) nimmt ein Volumen von 22,4 Litern ein. Das Molvolumen (V m) ist ein konstanter Wert.
Reis. 2. Normale Bedingungen.
Probleme lösen
Die Hauptbedeutung des Gesetzes liegt in der Fähigkeit, chemische Berechnungen durchzuführen. Basierend auf der ersten Folgerung des Gesetzes können wir die Menge einer gasförmigen Substanz anhand des Volumens mithilfe der Formel berechnen:
Dabei ist V das Gasvolumen, V m das Molvolumen und n die in Mol gemessene Substanzmenge.
Die zweite Schlussfolgerung aus dem Gesetz von Avogadro betrifft die Berechnung der relativen Gasdichte (ρ). Die Dichte wird nach der Formel m/V berechnet. Wenn wir 1 Mol Gas betrachten, sieht die Dichteformel wie folgt aus:
ρ (Gas) = M/V m,
wobei M die Masse eines Mols ist, d.h. Molmasse.
Um die Dichte eines Gases aus einem anderen Gas zu berechnen, ist es notwendig, die Dichten der Gase zu kennen. Die allgemeine Formel für die relative Dichte eines Gases lautet wie folgt:
D (y) x = ρ(x) / ρ(y),
Dabei ist ρ(x) die Dichte eines Gases, ρ(y) die Dichte des zweiten Gases.
Setzt man die Berechnung der Dichte in die Formel ein, erhält man:
D (y) x = M(x) / V m / M(y) / V m .
Das Molvolumen wird reduziert und bleibt erhalten
D (y) x = M(x) / M(y).
Betrachten wir die praktische Anwendung des Gesetzes am Beispiel zweier Aufgaben:
- Wie viele Liter CO 2 werden aus 6 Mol MgCO 3 bei der Zersetzung von MgCO 3 in Magnesiumoxid und Kohlendioxid (n.s.) gewonnen?
- Wie groß ist die relative Dichte von CO 2 in Wasserstoff und in Luft?
Lösen wir zunächst das erste Problem.
n(MgCO 3) = 6 mol
MgCO 3 = MgO+CO 2
Die Menge an Magnesiumcarbonat und Kohlendioxid ist gleich (jeweils ein Molekül), also n(CO 2) = n(MgCO 3) = 6 mol. Mit der Formel n = V/V m lässt sich das Volumen berechnen:
V = nV m, d.h. V(CO 2) = n(CO 2) ∙ V m = 6 mol ∙ 22,4 l/mol = 134,4 l
Antwort: V(CO 2) = 134,4 l
Lösung des zweiten Problems:
- D (H2) CO 2 = M(CO 2) / M(H 2) = 44 g/mol / 2 g/mol = 22;
- D (Luft) CO 2 = M(CO 2) / M (Luft) = 44 g/mol / 29 g/mol = 1,52.
Reis. 3. Formeln für die Stoffmenge nach Volumen und relative Dichte.
Die Formeln des Avogadro-Gesetzes funktionieren nur für gasförmige Stoffe. Sie gelten nicht für Flüssigkeiten und Feststoffe.
Was haben wir gelernt?
Nach der Formulierung des Gesetzes enthalten gleiche Gasvolumina unter gleichen Bedingungen die gleiche Anzahl an Molekülen. Unter Normalbedingungen (n.s.) ist der Wert des Molvolumens konstant, d.h. V m für Gase beträgt immer 22,4 l/mol. Aus dem Gesetz folgt, dass die gleiche Anzahl von Molekülen verschiedener Gase unter normalen Bedingungen das gleiche Volumen einnimmt, sowie die relative Dichte eines Gases im Vergleich zu einem anderen – das Verhältnis der Molmasse eines Gases zur Molmasse des zweites Gas.
Test zum Thema
Auswertung des Berichts
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Aus einem Chemiekurs in der Schule wissen wir, dass, wenn wir ein Mol einer beliebigen Substanz nehmen, diese 6,02214084(18).10^23 Atome oder andere Strukturelemente (Moleküle, Ionen usw.) enthält. Der Einfachheit halber wird Avogadros Nummer normalerweise in dieser Form geschrieben: 6.02. 10^23.
Doch warum entspricht die Avogadro-Konstante (auf Ukrainisch „wurde Avogadro“) genau diesem Wert? In Lehrbüchern gibt es keine Antwort auf diese Frage, und Chemiehistoriker bieten unterschiedliche Versionen an. Es scheint, dass die Zahl von Avogadro eine bestimmte hat geheime Bedeutung. Immerhin gibt es das magische Zahlen, wobei einige die Zahl „pi“, Fibonacci-Zahlen, sieben (im Osten acht), 13 usw. umfassen. Wir bekämpfen das Informationsvakuum. Wir werden nicht darüber sprechen, wer Amedeo Avogadro ist und warum neben dem von ihm formulierten Gesetz und der von ihm gefundenen Konstante auch ein Krater auf dem Mond zu Ehren dieses Wissenschaftlers benannt wurde. Darüber wurden bereits viele Artikel geschrieben.
Um genau zu sein, war ich nicht damit beschäftigt, Moleküle oder Atome in einem bestimmten Volumen zu zählen. Der erste, der versuchte herauszufinden, wie viele Gasmoleküle es gibt
in einem gegebenen Volumen bei gleichem Druck und gleicher Temperatur enthalten war, war Joseph Loschmidt, und das im Jahr 1865. Als Ergebnis seiner Experimente kam Loschmidt zu dem Schluss, dass in einem Kubikzentimeter eines beliebigen Gases unter normalen Bedingungen 2,68675 enthalten sind. 10^19 Moleküle.
Anschließend wurden unabhängige Methoden zur Bestimmung der Avogadro-Zahl erfunden, und da die Ergebnisse größtenteils übereinstimmten, sprach dies erneut für die tatsächliche Existenz von Molekülen. An dieser Moment die Anzahl der Methoden überstieg 60, aber in letzten Jahren Wissenschaftler versuchen, die Genauigkeit der Schätzung weiter zu verbessern, indem sie eine neue Definition des Begriffs „Kilogramm“ einführen. Bisher wurde das Kilogramm ohne grundsätzliche Definition mit einem gewählten Materialstandard verglichen.
Kehren wir jedoch zu unserer Frage zurück, warum diese Konstante 6,022 beträgt. 10^23?
In der Chemie wurde 1973 zur Vereinfachung der Berechnungen vorgeschlagen, ein Konzept wie „Stoffmenge“ einzuführen. Das Mol wurde zur Grundeinheit für die Mengenmessung. Gemäß den Empfehlungen der IUPAC ist die Menge eines Stoffes proportional zur Anzahl seiner spezifischen Elementarteilchen. Der Proportionalitätskoeffizient hängt nicht von der Art des Stoffes ab und die Avogadro-Zahl ist sein Kehrwert.
Nehmen wir zur Verdeutlichung ein Beispiel. Wie aus der Definition der atomaren Masseneinheit bekannt ist, beträgt 1 a.u.m. entspricht einem Zwölftel der Masse eines Kohlenstoffatoms 12C und beträgt 1,66053878,10^(−24) Gramm. Wenn Sie 1 amu multiplizieren. Mit der Avogadro-Konstante erhalten wir 1.000 g/mol. Nehmen wir nun etwas, sagen wir, Beryllium. Laut Tabelle beträgt die Masse eines Berylliumatoms 9,01 amu. Berechnen wir, was einem Mol Atome dieses Elements entspricht:
6,02 x 10^23 mol-1 * 1,66053878x10^(−24) Gramm * 9,01 = 9,01 Gramm/mol.
Somit stellt sich heraus, dass es numerisch mit dem atomaren übereinstimmt.
Die Avogadro-Konstante wurde speziell so gewählt, dass die Molmasse einer atomaren oder dimensionslosen Größe entspricht – einer relativen Molekülzahl. Wir können sagen, dass die Avogadro-Zahl ihr Aussehen einerseits der atomaren Masseneinheit und andererseits der Einheit verdankt allgemein akzeptierte Einheit zum Vergleichen der Masse - das Gramm.
Stoffmengeν ist gleich dem Verhältnis der Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Körper zur Anzahl der Atome in 0,012 kg Kohlenstoff, also der Anzahl der Moleküle in 1 Mol einer Substanz.
ν = N / N A
Dabei ist N die Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Körper, N A die Anzahl der Moleküle in 1 Mol der Substanz, aus der der Körper besteht. N A ist Avogadros Konstante. Die Menge einer Substanz wird in Mol gemessen. Avogadros Konstante ist die Anzahl der Moleküle oder Atome in 1 Mol einer Substanz. Diese Konstante wurde nach dem italienischen Chemiker und Physiker benannt Amedeo Avogadro(1776 – 1856). 1 Mol eines beliebigen Stoffes enthält die gleiche Anzahl an Teilchen.
N A = 6,02 * 10 23 mol -1 Molmasse ist die Masse einer Substanz in der Menge eines Mols:
μ = m 0 * N A
wobei m 0 die Masse des Moleküls ist. Die Molmasse wird in Kilogramm pro Mol ausgedrückt (kg/mol = kg*mol -1). Die Molmasse steht im Zusammenhang mit der relativen Molekülmasse durch die Beziehung:
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]
Die Masse einer beliebigen Stoffmenge m ist gleich dem Produkt der Masse eines Moleküls m 0 durch die Anzahl der Moleküle:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Die Menge eines Stoffes ist gleich dem Verhältnis der Masse des Stoffes zu seiner Molmasse:
ν = m/μ
Die Masse eines Moleküls einer Substanz kann ermittelt werden, wenn die Molmasse und die Avogadro-Konstante bekannt sind:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
Ideales Gas - mathematisches Modell Gas, bei dem davon ausgegangen wird, dass potenzielle Energie Die Wechselwirkungen von Molekülen können im Vergleich zu ihren vernachlässigt werden kinetische Energie. Es gibt keine Anziehungs- oder Abstoßungskräfte zwischen Molekülen, Kollisionen von Partikeln untereinander und mit den Gefäßwänden sind absolut elastisch und die Wechselwirkungszeit zwischen Molekülen ist im Vergleich zur durchschnittlichen Zeit zwischen Kollisionen vernachlässigbar. Im erweiterten Modell eines idealen Gases haben die Teilchen, aus denen es besteht, auch die Form von elastischen Kugeln oder Ellipsoiden, was es ermöglicht, nicht nur die Energie der translatorischen, sondern auch der rotatorisch-oszillatorischen Bewegung zu berücksichtigen. sowie nicht nur zentrale, sondern auch nichtzentrale Kollisionen von Teilchen usw. .)
