Avogadro Law What It Consists of, Units of Measurement, Avogadro Experiment

de Wet van Avogadro Het postuleert dat een gelijk volume van alle gassen, bij dezelfde temperatuur en druk, hetzelfde aantal moleculen heeft. Amadeo Avogadro, Italiaanse natuurkundige, in 1811 twee hypothesen voorgesteld: de eerste zegt dat de atomen van elementaire gassen samen moleculen plaats bestaan ​​als afzonderlijke atomen, zoals John Dalton genoemde.

De tweede hypothese zegt dat gelijke volumes gassen bij constante druk en temperatuur hetzelfde aantal moleculen hebben. De hypothese van Avogadro met betrekking tot het aantal gasmoleculen werd pas in 1858 aanvaard toen de Italiaanse chemicus Stanislao Cannizaro een logisch chemisch systeem bouwde op basis van dit.

Uit de wet van Avogadro kan het volgende worden afgeleid: voor een gegeven massa van een ideaal gas zijn het volume en de hoeveelheid moleculen recht evenredig als de temperatuur en druk constant zijn. Dit betekent ook dat het molaire volume van gassen dat zich ideaal gedraagt, voor iedereen hetzelfde is.

Bijvoorbeeld, gegeven een aantal ballonnen, aangeduid met A tot Z, worden ze allemaal gevuld totdat ze zijn opgeblazen tot een volume van 5 liter. Elke letter komt overeen met een andere gasachtige soort; dat wil zeggen, de moleculen hebben hun eigen kenmerken. De wet van Avogadro bevestigt dat alle ballonnen dezelfde hoeveelheid moleculen bevatten.

Als nu de ballonnen worden opgeblazen tot 10 liter, wordt volgens de hypothese van Avogadro tweemaal de hoeveelheid initiële gasmolenten geïntroduceerd.

index

• 1 Waar bestaat het uit en meeteenheden
  • 1.1 Aftrek van de waarde van R indien uitgedrukt in L · atm / K · mol
• 2 Gebruikelijke vorm van de wet van Avogadro
• 3 Gevolgen en implicaties
• 4 Origins
  • 4.1 Avogadro-hypothese
  • 4.2 Avogadro-nummer
• 5 Avogadro-experiment
  • 5.1 Experimenteer met commerciële containers
• 6 voorbeelden
  • 6.1 O2 + 2H2 => 2H2O
  • 6.2 N2 + 3H2 => 2NH3
  • 6.3 N2 + O2 => 2NO
• 7 Referenties

Waaruit bestaat en meeteenheden

De wet van Avogadro stelt dat voor een massa van een ideaal gas het volume van het gas en het aantal mol direct evenredig zijn als de temperatuur en druk constant zijn. Wiskundig kan dit worden uitgedrukt met de volgende vergelijking:

V / n = K

V = volume gas, meestal uitgedrukt in liters.

n = hoeveelheid van de stof, gemeten in mol.

Ook heeft de zogenaamde wet van ideale gassen het volgende:

PV = nRT

P = gasdruk wordt meestal uitgedrukt in atmosferen (atm), in mm kwik (mmHg) of in Pascal (Pa).

V = het volume van het gas uitgedrukt in liter (L).

n = aantal moedervlekken.

T = de temperatuur van het gas uitgedrukt in graden Celsius, graden Fahrenheit of in graden Kelvin (0 ºC komt overeen met 273,15K).

R = de universele constante van de ideale gassen, die in verschillende eenheden kan worden uitgedrukt, waaronder de volgende: 0.08205 L · atm / K.mol (L · atm K^-1.mol^-1); 8,314 J / K.mol (J.K^-1.mol^-1) (J is joule); en 1987 cal / Kmol (cal.K.^-1.mol^-1) (kalk is calorieën).

Aftrek van de waarde van R indien uitgedrukt in L· Atm / K· Mol

Het volume dat wordt ingenomen door één mol gas onder druk en 0 ºC gelijk aan 273 K is 22.414 liter.

R = PV / T

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

R = 0,082 L · atm / mol.K

De vergelijking van ideale gassen (PV = nRT) kan als volgt worden geschreven:

V / n = RT / P

Ervan uitgaande dat de temperatuur en druk constant zijn, omdat R een constante is, dan:

RT / P = K

dan:

V / n = K

Dit is een gevolg van de wet van Avogadro: het bestaan ​​van een constante relatie tussen het volume ingenomen door een ideaal gas en het aantal mol van dat gas, voor een constante temperatuur en druk.

Typische vorm van de wet van Avogadro

Als je twee gassen hebt, transformeert de bovenstaande vergelijking in het volgende:

V₁/ n₁= V₂/ n₂

Deze uitdrukking is ook geschreven als:

V₁/ V₂= n₁/ n₂

Het bovenstaande toont de aangegeven verhoudingsverhouding.

In zijn hypothese wees Avogadro erop dat twee ideale gassen in hetzelfde volume en bij dezelfde temperatuur en druk dezelfde hoeveelheid moleculen bevatten.

Bij uitbreiding gebeurt hetzelfde met echte gassen; bijvoorbeeld een gelijk volume van O₂ en N₂ Het bevat hetzelfde aantal moleculen als het dezelfde temperatuur en druk heeft.

Echte gassen vertonen kleine afwijkingen van ideaal gedrag. De wet van Avogadro is echter ongeveer geldig voor echte gassen bij een voldoende lage druk en bij hoge temperaturen.

Gevolgen en implicaties

Het belangrijkste gevolg van de wet van Avogadro is dat de constante R voor ideale gassen dezelfde waarde heeft voor alle gassen.

R = PV / nT

Dus als R constant is voor twee gassen:

P₁V₁/ nT₁= P₂V₂/ n₂T₂ = constant

De achtervoegsels 1 en 2 vertegenwoordigen twee verschillende ideale gassen. De conclusie is dat de constante van de ideale gassen voor 1 mol gas onafhankelijk is van de aard van het gas. Dan zal het volume dat wordt ingenomen door deze hoeveelheid gas bij een gegeven temperatuur en druk altijd hetzelfde zijn.

Een gevolg van de toepassing van de wet van Avogadro is de bevinding dat 1 mol van een gas een volume van 22.414 liter inneemt bij een druk van 1 atmosfeer en een temperatuur van 0 ºC (273K).

Een andere voor de hand liggende consequentie is het volgende: als de druk en temperatuur constant zijn, neemt het volume van het gas ook toe als de hoeveelheid gas toeneemt.

begin

In 1811 presenteerde Avogadro zijn hypothese op basis van de atomaire theorie van Dalton en de wet van Gay-Lussac op de bewegingsvectoren van moleculen.

Gay-Lussac concludeerde in 1809 dat "gassen, ongeacht de verhoudingen waarin ze kunnen worden gecombineerd, altijd verbindingen tot gevolg hebben waarvan de in volume gemeten elementen altijd veelvouden zijn van een andere".

Dezelfde auteur toonde ook aan dat "combinaties van gassen altijd plaatsvinden volgens zeer eenvoudige relaties in volume".

Avogadro merkte op dat chemische reacties in de gasfase betrekking hebben op moleculaire soorten van zowel reactanten als product.

Volgens deze verklaring moet de relatie tussen de moleculen van reactanten en producten worden behandeld als een geheel getal, aangezien het bestaan ​​van breuk van bindingen vóór de reactie (individuele atomen) niet waarschijnlijk is. De molaire hoeveelheden kunnen echter worden uitgedrukt met fractionele waarden.

De wet van combinatievolumes stelt dat de numerieke relatie tussen gasvormige volumes ook eenvoudig en volledig is. Dit resulteert in een directe associatie tussen de volumes en het aantal moleculen van de gasvormige soort.

Avogadro-hypothese

Avogadro stelde voor dat de moleculen van de gassen diatomisch waren. Dit legde uit hoe twee volumes moleculaire waterstof worden gecombineerd met een volume moleculaire zuurstof om twee volumes water te geven.

Voorts Avogadro voorgesteld om, indien gelijke gasvolumes die hetzelfde aantal deeltjes, de relatie tussen dichtheden van gassen dient gelijk aan de verhouding tussen de moleculaire massa's van deze deeltjes.

Het delen van d1 tussen d2 begint vanzelfsprekend op het quotiënt m1 / m2, omdat het volume dat wordt ingenomen door de gasmassa's voor beide soorten hetzelfde is en wordt geannuleerd:

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

d1 / d2 = m1 / m2

Avogadro's nummer

Eén mol bevat 6.022 x 10²³ moleculen of atomen. Dit cijfer wordt Avogadro's nummer genoemd, hoewel hij niet degene is die het heeft berekend. Jean Pierre, Nobelprijs van 1926, maakte de overeenkomstige metingen en stelde de naam ter ere van Avogadro voor.

Avogadro-experiment

Een eenvoudige demonstratie van de wet van Avogadro is om een ​​fles azijnzuur glas plaatsen en voeg daarna natrium bicarbonaat, het sluiten van de mond van de fles met een ballon die de in- of uitgang van een gas voorkomt in de fles.

Azijnzuur reageert met natriumbicarbonaat, waardoor CO vrijkomt₂. Het gas hoopt zich op in de ballon en veroorzaakt de inflatie. Theoretisch is het volume dat wordt bereikt door de ballon evenredig met het aantal CO-moleculen₂, zoals voorgesteld door de wet van Avogadro.

Dit experiment heeft echter een beperking: de ballon is een elastisch lichaam; daarom, wanneer je muur wordt opgezwollen door de accumulatie van CO₂, het genereert in deze een kracht die zijn ontspanning tegenwerkt en probeert het volume van de bol te verminderen.

Experimenteer met commerciële containers

Een ander illustratief experiment van de wet van Avogadro wordt gepresenteerd met het gebruik van frisdrankblikjes en plastic flessen.

In het geval van blikjes frisdrank wordt natriumbicarbonaat aan de binnenkant gegoten en een oplossing van citroenzuur wordt vervolgens toegevoegd. De verbindingen reageren met elkaar en produceren de afgifte van CO-gas₂, die zich ophoopt in het blik.

Vervolgens wordt een geconcentreerde oplossing van natriumhydroxide toegevoegd, die de functie heeft van het "sequesteren" van het CO₂. Vervolgens wordt de toegang tot het inwendige van het blik snel afgesloten door het gebruik van plakband.

Na een bepaalde tijd wordt waargenomen dat de bus samentrekt, hetgeen aangeeft dat de aanwezigheid van CO is afgenomen₂. Dan zou men kunnen denken dat er een afname van het volume van het blik is dat overeenkomt met een afname van het aantal CO-moleculen₂, volgens de wet van Avogadro.

Bij het experiment met de fles wordt dezelfde procedure gevolgd als bij het blikje frisdrank en bij het toevoegen van het NaOH wordt de mond van de fles gesloten met het deksel; ook wordt een samentrekking van de wand van de fles waargenomen. Dientengevolge kan dezelfde analyse worden uitgevoerd als in het geval van het blikje frisdrank.

Voorbeelden

De drie onderste afbeeldingen illustreren het concept van Avogadro's wet, met betrekking tot het volume dat wordt ingenomen door gassen en het aantal reagensmoleculen en producten.

O₂ + 2H₂ => 2H₂O

Het volume waterstofgas is dubbel, maar het bezet een container van dezelfde grootte als die van gasvormige zuurstof.

N₂ + 3H₂ => 2NH₃

N₂ + O₂ => 2NO

referenties

1. Bernard Fernandez, PhD. (Februari 2009). Twee hypotheses van Avogadro (1811). [PDF]. Genomen uit: bibnum.education.fr
2. Nuria Martínez Medina. (5 juli 2012). Avogadro, de grote Italiaanse wetenschapper van de negentiende eeuw. Genomen uit: rtve.es
3. Muñoz R. en Bertomeu Sánchez J.R. (2003) De geschiedenis van de wetenschap in studieboeken: de (s) hypothese van Avogadro, Teaching of science, 21 (1), 147-161.
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (1 februari 2018). Wat is de wet van Avogadro? Genomen uit: thoughtco.com
5. De redacteuren van Encyclopaedia Britannica. (26 oktober 2016). Wet van Avogadro. Encyclopædia Britannica. Genomen uit: britannica.com
6. Yang, S. P. (2002). Huishoudelijke producten werden gebruikt om de container te sluiten en de wet van Avogadro aan te tonen. Chem. Educator. Vol: 7, pagina's: 37-39.
7. Glasstone, S. (1968). Verdrag van de fysische chemie. 2^da EDIC. Redactie Aguilar.