N A = 6,022 141 79(30)×10 23 mol −1.

Avogadros Gesetz

Zu Beginn der Entwicklung der Atomtheorie () stellte A. Avogadro eine Hypothese auf, nach der bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleiche Volumina vorliegen ideale Gase enthalten selbe Nummer Moleküle. Später zeigte sich, dass diese Hypothese eine notwendige Konsequenz ist Kinetische Theorie 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, unter normalen Bedingungen gleich 22,41383 . Diese Größe wird als Molvolumen eines Gases bezeichnet.

Avogadro selbst schätzte die Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Volumen nicht, aber er verstand, dass dies ein sehr großer Wert war. Der erste Versuch, die Anzahl der Moleküle zu ermitteln, die ein bestimmtes Volumen einnehmen, wurde von J. Loschmidt unternommen; Es wurde festgestellt, dass in 1 cm³ ein ideales Gas bei normale Bedingungen enthält 2,68675·10 19 Moleküle. Nach dem Namen dieses Wissenschaftlers wurde der angezeigte Wert Loschmidt-Zahl (oder Konstante) genannt. Seitdem wurde es weiterentwickelt große Nummer unabhängige Methoden zur Bestimmung der Avogadro-Zahl. Die hervorragende Übereinstimmung der erhaltenen Werte ist ein überzeugender Beweis für die tatsächliche Existenz der Moleküle.

Beziehung zwischen Konstanten

• Durch das Produkt der Boltzmann-Konstante, der universellen Gaskonstante, R=kN A.
• Die Faraday-Konstante wird durch das Produkt der elektrischen Elementarladung und der Avogadro-Zahl ausgedrückt. F=eN A.

siehe auch

Wikimedia-Stiftung. 2010.

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Avogadro Amedeo (9.8.1776, Turin, ‒ 9.7.1856, ebenda), italienischer Physiker und Chemiker. Er erhielt einen Abschluss in Rechtswissenschaften und studierte anschließend Physik und Mathematik. Korrespondierendes Mitglied (1804), ordentlicher Akademiker (1819) und dann Direktor der Abteilung... ...

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KONSTANTE- eine Größe, die im Bereich ihrer Verwendung einen konstanten Wert hat; (1) P. Avogadro ist dasselbe wie Avogadro (siehe); (2) P. Boltzmann, eine universelle thermodynamische Größe, die die Energie eines Elementarteilchens mit seiner Temperatur verknüpft; bezeichnet mit k,… … Große Polytechnische Enzyklopädie

Bücher

• Biographien physikalischer Konstanten. Faszinierende Geschichten über universelle physikalische Konstanten. Ausgabe 46
• Biographien physikalischer Konstanten. Faszinierende Geschichten über universelle physikalische Konstanten, O. P. Spiridonov. Dieses Buch widmet sich der Betrachtung universeller physikalischer Konstanten und ihrer wichtigen Rolle bei der Entwicklung der Physik. Der Zweck des Buches besteht darin, in populärer Form über das Auftreten in der Geschichte der Physik zu berichten...

Atomare Masseneinheit. Avogadros Nummer

Materie besteht aus Molekülen. Mit Molekül meinen wir das kleinste Teilchen einer bestimmten Substanz, das zurückgehalten wird Chemische Eigenschaften dieser Substanz.

Leser: In welchen Einheiten wird die Masse von Molekülen gemessen?

Autor: Die Masse eines Moleküls kann in beliebigen Masseneinheiten gemessen werden, zum Beispiel in Tonnen, aber da die Massen der Moleküle sehr klein sind: also ~10–23 g Für Komfort stellte eine Spezialeinheit vor - atomare Masseneinheit(a.e.m.).

Atomare Masseneinheitwird ein Wert genannt, der der Masse des Kohlenstoffatoms 6 C 12 entspricht.

Die Bezeichnung 6 C 12 bedeutet: ein Kohlenstoffatom mit einer Masse von 12 amu. und die Kernladung beträgt 6 Elementarladungen. Ebenso ist 92 U 235 ein Uranatom mit einer Masse von 235 amu. und die Ladung des Kerns beträgt 92 Elementarladungen, 8 O 16 ist ein Sauerstoffatom mit einer Masse von 16 amu und die Ladung des Kerns beträgt 8 Elementarladungen usw.

Leser: Warum wurde es als atomare Masseneinheit gewählt? (und nicht oder ) Teil der Masse eines Atoms und insbesondere Kohlenstoff und nicht Sauerstoff oder Plutonium?

Es wurde experimentell festgestellt, dass 1 g » 6,02×10 23 amu.

Man nennt die Zahl, die angibt, wie oft die Masse von 1 g größer als 1 amu ist Avogadros Nummer: N A = 6,02×10 23.

Von hier

N A × (1 amu) = 1 g (5.1)

Wenn wir die Masse der Elektronen und den Unterschied in den Massen eines Protons und eines Neutrons vernachlässigen, können wir sagen, dass die Avogadro-Zahl ungefähr angibt, wie viele Protonen (oder, was fast dasselbe ist, Wasserstoffatome) benötigt werden, um eine Masse zu bilden 1 g (Abb. 5.1).

Mol

Man nennt die Masse eines Moleküls, ausgedrückt in atomaren Masseneinheiten relatives Molekulargewicht .

Festgelegt Herr(R– von relativ – relativ), zum Beispiel:

12 Uhr morgens = 235 Uhr morgens

Ein Teil eines Stoffes, der so viele Gramm eines bestimmten Stoffes enthält, wie die Anzahl der atomaren Masseneinheiten, die in einem Molekül eines bestimmten Stoffes enthalten sind, wird genannt beten(1 Mol).

Zum Beispiel: 1) relatives Molekulargewicht von Wasserstoff H2: Daher hat 1 Mol Wasserstoff eine Masse von 2 g;

2) relatives Molekulargewicht von Kohlendioxid CO 2:

12 Uhr + 2×16 Uhr = 44 amu

Daher hat 1 Mol CO 2 eine Masse von 44 g.

Stellungnahme. Ein Mol einer beliebigen Substanz enthält die gleiche Anzahl an Molekülen: N A = 6,02×10 23 Stk.

Nachweisen. Sei die relative Molekülmasse einer Substanz Herr(am) = Herr× (1 amu). Dann hat laut Definition 1 Mol eines bestimmten Stoffes eine Masse Herr(d) = Herr×(1 g). Lassen N ist also die Anzahl der Moleküle in einem Mol

N×(Masse eines Moleküls) = (Masse eines Mols),

Das Mol ist die Basismaßeinheit im SI.

Kommentar. Ein Mol kann unterschiedlich definiert werden: 1 Mol ist N A = = 6,02×10 23 Moleküle dieser Substanz. Dann ist es leicht zu verstehen, dass die Masse von 1 Mol gleich ist Herr(G). Tatsächlich hat ein Molekül eine Masse Herr(a.u.m.), d.h.

(Masse eines Moleküls) = Herr× (1 amu),

(Masse eines Mols) = N A ×(Masse eines Moleküls) =

= N EIN × Herr× (1 amu) = .

Man nennt die Masse 1 Mol Molmasse dieser Substanz.

Leser: Wenn Sie die Masse nehmen T Wie viele Mol werden es dann einer Substanz sein, deren Molmasse m ist?

Lass uns erinnern:

Leser: In welchen SI-Einheiten sollte m gemessen werden?

, [m] = kg/mol.

Zum Beispiel die Molmasse von Wasserstoff

21. Januar 2017

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 (M r). 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...

Eine physikalische Größe, die der Anzahl der Strukturelemente (Moleküle, Atome usw.) pro Mol einer Substanz entspricht, wird Avogadro-Zahl genannt. Sein heute offiziell akzeptierter Wert ist NA = 6,02214084(18)×1023 mol−1, er wurde 2010 genehmigt. Im Jahr 2011 wurden die Ergebnisse neuer Studien veröffentlicht, sie gelten jedoch als genauer dieser Moment nicht offiziell genehmigt.

Das Avogadro-Gesetz war für die Entwicklung der Chemie von großer Bedeutung; es ermöglichte die Berechnung des Gewichts von Körpern, die ihren Zustand ändern und gas- oder dampfförmig werden können. Auf der Grundlage des Avogadro-Gesetzes begann seine Entwicklung die atomar-molekulare Theorie, die aus der kinetischen Gastheorie folgt.

Darüber hinaus wurde unter Verwendung des Avogadro-Gesetzes eine Methode entwickelt, um das Molekulargewicht gelöster Stoffe zu ermitteln. Zu diesem Zweck wurden die Gesetze idealer Gase auf verdünnte Lösungen ausgeweitet. Dabei wurde die Vorstellung zugrunde gelegt, dass sich der gelöste Stoff im Volumen des Lösungsmittels verteilt, so wie ein Gas in einem Gefäß verteilt ist. Außerdem ermöglichte das Gesetz von Avogadro die Feststellung des Wahren Atommassen eine Reihe chemischer Elemente.

Praktische Verwendung der Avogadro-Zahl

Die Konstante wird bei der Berechnung chemischer Formeln und beim Aufstellen von Gleichungen verwendet chemische Reaktionen. Es wird verwendet, um die relativen Molekülmassen von Gasen und die Anzahl der Moleküle in einem Mol einer beliebigen Substanz zu bestimmen.

Die universelle Gaskonstante wird durch die Avogadro-Zahl berechnet; man erhält sie durch Multiplikation dieser Konstante mit der Boltzmann-Konstante. Darüber hinaus kann man durch Multiplikation der Avogadro-Zahl und der elektrischen Elementarladung die Faraday-Konstante erhalten.

Nutzung der Konsequenzen des Avogadro-Gesetzes

Die erste Folgerung des Gesetzes besagt: „Ein Mol Gas (beliebig) bei gleiche Bedingungen wird einen Band einnehmen.“ Unter normalen Bedingungen entspricht das Volumen eines Mols eines beliebigen Gases also 22,4 Litern (dieser Wert wird als Molvolumen eines Gases bezeichnet), und mit der Mendeleev-Clapeyron-Gleichung können Sie das Volumen eines Gases in jedem Fall bestimmen Druck und Temperatur.

Die zweite Folgerung des Gesetzes: „Die Molmasse des ersten Gases ist gleich dem Produkt aus der Molmasse des zweiten Gases und der relativen Dichte des ersten Gases zum zweiten.“ Mit anderen Worten: Unter den gleichen Bedingungen kann man, wenn man das Verhältnis der Dichten zweier Gase kennt, deren Molmassen bestimmen.

Zur Zeit Avogadros war seine Hypothese theoretisch nicht beweisbar, ermöglichte jedoch die einfache experimentelle Bestimmung der Zusammensetzung von Gasmolekülen und die Bestimmung ihrer Masse. Im Laufe der Zeit wurde eine theoretische Grundlage für seine Experimente geschaffen, und jetzt wird die Avogadro-Zahl verwendet

Avogadros Gesetz

Zu Beginn der Entwicklung der Atomtheorie () stellte A. Avogadro eine Hypothese auf, nach der bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleiche Volumina idealer Gase die gleiche Anzahl von Molekülen enthalten. Später stellte sich heraus, dass diese Hypothese eine notwendige Konsequenz der kinetischen Theorie war 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, unter normalen Bedingungen gleich 22,41383 . Diese Größe wird als Molvolumen eines Gases bezeichnet.

Avogadro selbst schätzte die Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Volumen nicht, aber er verstand, dass dies ein sehr großer Wert war. Der erste Versuch, die Anzahl der Moleküle zu ermitteln, die ein bestimmtes Volumen einnehmen, wurde in diesem Jahr unternommen J. Loschmidt. Aus Loschmidts Berechnungen folgte, dass für Luft die Anzahl der Moleküle pro Volumeneinheit 1,81·10 18 cm −3 beträgt, was etwa 15-mal weniger ist als der wahre Wert. Acht Jahre später gab Maxwell eine viel genauere Schätzung von „ungefähr 19 Millionen Millionen Millionen“ Molekülen pro Kubikzentimeter oder 1,9 10 19 cm −3 an. Tatsächlich enthält 1 cm³ eines idealen Gases unter normalen Bedingungen 2,68675·10 19 Moleküle. Diese Größe wurde Loschmidt-Zahl (oder Konstante) genannt. Seitdem wurde eine Vielzahl unabhängiger Methoden zur Bestimmung der Avogadro-Zahl entwickelt. Die hervorragende Übereinstimmung zwischen den erhaltenen Werten liefert einen starken Beweis für die tatsächliche Anzahl der Moleküle.

Eine Konstante messen

Die Daten in diesem Artikel beziehen sich auf Dezember 2011.

Der heute offiziell anerkannte Wert für Avogadros Zahl wurde im Jahr 2010 gemessen. Hierzu wurden zwei Kugeln aus Silizium-28 verwendet. Die Kugeln wurden am Leibniz-Institut für Kristallographie gewonnen und am Australian Centre for Precision Optics so glatt poliert, dass die Höhe der Vorsprünge auf ihrer Oberfläche 98 nm nicht überschritt. Für ihre Herstellung wurde hochreines Silizium-28 verwendet, das am Institut für Chemie hochreiner Stoffe der Russischen Akademie der Wissenschaften in Nischni Nowgorod aus hochreinem Silizium-28 angereichertem Siliziumtetrafluorid isoliert wurde, das am Central Mechanical Engineering Design gewonnen wurde Büro in St. Petersburg.

Mit solchen praktisch idealen Objekten ist es möglich, mit hoher Genauigkeit die Anzahl der Siliziumatome in der Kugel zu berechnen und so die Avogadro-Zahl zu bestimmen. Nach den erhaltenen Ergebnissen ist es gleich 6,02214084(18)×10 23 mol −1 .

Beziehung zwischen Konstanten

• Durch das Produkt der Boltzmann-Konstante, der universellen Gaskonstante, R=kN A.
• Die Faraday-Konstante wird durch das Produkt der elektrischen Elementarladung und der Avogadro-Zahl ausgedrückt. F=eN A.

siehe auch

Anmerkungen

Literatur

• Avogadros Nummer // Große sowjetische Enzyklopädie

Wikimedia-Stiftung. 2010.

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