2. La loi d'Avogadro et ses conséquences.

La loi d'Avogadro.

Amadeo Avogadro a émis une hypothèse en 1811, qui a ensuite été confirmée par des données expérimentales et est donc devenue connue sous le nom de loi d'Avogadro :

Mêmes volumes divers gaz dans les mêmes conditions (température et pression) ils contiennent le même nombre de molécules.

Avogadro a proposé que les molécules des gaz simples soient constituées de deux atomes identiques. Ainsi, lorsque l’hydrogène se combine au chlore, leurs molécules se décomposent en atomes qui forment des molécules de chlorure d’hydrogène. À partir d’une molécule de chlore et d’une molécule d’hydrogène, deux molécules de chlorure d’hydrogène se forment.

Conséquences de la loi d'Avogadro.

Des quantités égales de substances gazeuses dans les mêmes conditions (pression et température) occupent des volumes égaux. En particulier : dans des conditions normales, 1 mole de n'importe quel gaz occupe un volume égal à 22,4 litres. Ce volume est appelé volume molaire du gaz. Conditions normales : 273K, 760mmHg. Art. ou 1,01*10^5Pa.

Les densités de toutes substances gazeuses dans les mêmes conditions (T, P) sont appelées masses molaires (molaires).

Rapport de densité - la densité relative d'un gaz à un autre ( Drel.), alors le rapport des masses molaires est également égal Drel.

Si la densité relative du gaz est déterminée par l'hydrogène ou l'air, alors la valeur est μ=2Dн et μ=29Dair. Où 29 est la masse molaire de l’air.

Si le gaz est dans conditions réelles, alors son volume est calculé à l'aide de la formule de Mendeleev-Clapeyron :

P*V=(m/μ)*R*T, où R=8,31 ​​​​J/mol*K

Mélanges de gaz.

Si dans mélange gazeux il n'y a pas d'interaction, alors chaque gaz du mélange a ses propres propriétés individuelles et obéit aux lois évoquées précédemment.

La composition des mélanges gazeux peut être exprimée : masse, volume, fractions molaires.

La fraction massique de gaz est le rapport entre la masse de gaz et la masse du mélange gazeux total.

La fraction volumique de gaz est le rapport entre le volume de gaz et le volume du mélange total.

La fraction molaire d’un gaz est le rapport entre le nombre de moles de gaz et le nombre de moles du mélange.

Une des conséquences de la loi d'Avogadro : fraction volumique = fraction molaire.

Les principales caractéristiques d'un mélange gazeux sont résumées à partir des caractéristiques de ses composants. La pression totale du mélange gazeux est donc égale à la somme des pressions partielles du gaz.

3. Loi des équivalents. Équivalent. Masse équivalente et volume équivalent. Masses équivalentes de composés complexes.

Équivalent.

L'équivalent d'une substance (élément) E est la quantité de celle-ci qui interagit avec une mole d'atomes d'hydrogène ou, en général, avec un équivalent de toute autre substance (élément). Par exemple, trouvons l'équivalent de certaines substances : HCl - 1 mol, H2O. Une mole d'hydrogène se combine avec 1 mole d'atomes de chlore et ½ d'oxygène, et donc les équivalents sont respectivement 1 et ½.

Masse équivalente et volume équivalent.

La masse équivalente (Em) est la masse d'un équivalent d'une substance (élément).

Les masses équivalentes des éléments précédemment considérés sont égales à Em(Cl) = 35,3 g/mol, Em(O) = 8 g/mol.

La masse équivalente de n'importe quel élément peut être déterminée par la formule : Em = μ/CO, où CO est la valeur absolue de l'état d'oxydation des composés. Étant donné que la plupart des éléments ont un état d'oxydation variable, les valeurs de leurs équivalents dans différents composés sont différentes. Par exemple, trouvons

Si le problème spécifie des volumes de gaz, il est alors plus pratique d’utiliser la notion de volume équivalent, calculé à l’aide de la loi d’Avogadro. Le volume équivalent est le volume occupé au niveau du sol. un équivalent de la substance. Donc 1 mole d'hydrogène, soit 2g. Occupe un volume de 22,4 litres, donc 1 g. (c'est-à-dire une masse équivalente) occupera 11,2 litres. De même, vous pouvez trouver le volume équivalent d’oxygène qui est de 5,6 litres.

Loi des équivalents.

Les masses des substances en réaction, ainsi que des produits de réaction, sont proportionnelles à leurs masses équivalentes. m1/m2=Em1/Em2

Pour une réaction chimique :

νаА+νвВ=νсС+νдД est valide nEm(A)=nEm(B)=nEm(C)=nEm(D)

Où nEm est le nombre de masses équivalentes. Par conséquent, si le nombre de masses équivalentes d'une des substances est connu, il n'est alors pas nécessaire de calculer le nombre Em des substances restantes. Évidemment, le nombre de masses équivalentes est égal au rapport entre la masse de la substance et la masse équivalente.

La loi des équivalents pour volumes équivalents s’écrit comme suit :

Masses équivalentes de composés complexes.

Sur la base de la loi des masses équivalentes, les formules suivantes pour calculer Em sont valables :

Em(oxyde)=μ(oxyde)/∑COel-ta, où ∑COel-ta est l'état d'oxydation total de l'un des éléments (il est égal au produit de l'état d'oxydation de l'élément par le nombre d'atomes de cet élément)

Em(sels)=μ(sels)/∑z, où ∑z est la charge totale de l'ion (cation ou anion).

Em(acides)=μ(acides)/nh(nombre de basicité H)

Em(base)=μ(base)/non(acidité de la base – indice OH)

H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O

3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O

Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4

4. Deux principes de la mécanique quantique : la dualité onde-particule et le principe d'incertitude.

L'électron est un objet du microcosme et dans son comportement il obéit à des lois particulières qui ne sont pas similaires aux lois du macrocosme. Le mouvement des objets dans le micromonde n'est pas décrit par les lois de la mécanique newtonienne, mais par les lois de la mécanique quantique. Mécanique quantique repose sur deux grands principes.

Le principe de la dualité onde-particule.

Selon ce principe, le comportement des objets du micromonde peut être décrit comme le mouvement d'une particule (corpuscule) et comme un processus ondulatoire. Il est physiquement impossible d’imaginer cela. Mathématiquement, cela est décrit par l'équation de De Broglie :

ק=(h*ν)/m*υ, où ν est la longueur d'onde correspondant à un électron de masse m et se déplaçant avec une vitesse υ.

Le principe d'incertitude de Heisenberg.

Pour un électron, il n'est pas possible de déterminer la coordonnée x et l'impulsion avec précision (px=m*Vx, où Vx est la vitesse de l'électron dans la direction de la coordonnée x)

Incertitudes (erreurs) de nos connaissances sur les quantités x et px. On ne peut parler que de la localisation probabiliste de l'électron à cet endroit. Plus nous définissons x avec précision, plus la valeur de px devient pour nous incertaine.

Ces deux principes constituent la nature probabiliste-statistique de la mécanique quantique.

6. La séquence d'états de remplissage dans les atomes de divers éléments avec des électrons (états énergétiques des électrons dans les atomes multiélectroniques). Formules électroniques d'atomes multiélectroniques en utilisant l'exemple des éléments des périodes 2 et 3. Le principe de Pauli. La règle de Hund. Formules électroniques d'éléments dans les états fondamental et excité en utilisant l'exemple des atomes d'azote, de carbone et de soufre.

La séquence d'états de remplissage des atomes avec des électrons divers éléments(états énergétiques des électrons dans les atomes multiélectroniques).

Selon le principe de l’énergie minimale, l’état le plus précis d’un atome sera celui dans lequel les électrons sont placés sur les orbitales ayant l’énergie la plus faible. L'état d'un atome, caractérisé par valeur minimum l'énergie électronique est appelée sol (non excité).

L'ordre de remplissage des orbitales est déterminé énergétiquement :

1).principe d’énergie minimale

2).Principe de Pauli

3).La règle de Hund

Principe de moindre énergie

Ainsi, l'apparition d'un deuxième électron dans un atome d'hélium conduit au fait que l'effet d'interaction d'un électron avec un noyau positif est également influencé par la force de répulsion entre les électrons. Avec une croissance ultérieure des électrons, les électrons internes ou centraux empêchent l'interaction des électrons externes avec le noyau. Autrement dit, les électrons internes filtrent les électrons externes. Pour ces raisons, les atomes multiélectroniques ont différents sous-niveaux avec des valeurs d’énergie correspondantes différentes. L'ordre d'alternance des sous-niveaux est déterminé par deux règles de Klechkovsky :

1).L'énergie inférieure correspond à un sous-niveau avec une valeur inférieure de la somme n+l

2).Pour les mêmes valeurs de somme, une énergie inférieure correspond à un sous-niveau avec une valeur m inférieure

Tableau. Le sous-niveau 4s a une énergie inférieure à celle du sous-niveau 3d, car Les électrons s sont moins protégés que les électrons d, car peut pénétrer plus près du noyau.

Principe de Pauli

Un atome ne peut pas avoir deux électrons avec le même ensemble de nombres quantiques. Ainsi, il ne peut y avoir plus de deux électrons sur une orbitale et avec des spins de rotation différents.

La règle de Hund

Le sous-niveau est rempli de telle manière que leur rotation totale soit maximale. Autrement dit, au sein du sous-niveau, il est d'abord rempli nombre maximum cellules quantiques.

7. La nature du changement dans les propriétés chimiques des éléments à mesure que leur numéro atomique augmente.S-, p-, d-, F- éléments. La relation entre la configuration électronique des atomes d'éléments et leur position dans le tableau périodique.

La nature des changements dans les propriétés chimiques des éléments à mesure que leur numéro atomique augmente.

À mesure que le nombre ordinal augmente en périodes, les propriétés non métalliques (acides) augmentent de gauche à droite. Les propriétés métalliques (propriétés de base) augmentent en groupes. Cela conduit au fait que près de la diagonale tirée de la gauche coin supérieur en bas à droite se trouvent des éléments formant des composés de nature amphotère.

De plus, le changement périodique des propriétés des éléments de numéro atomique croissant s'explique par un changement périodique de la structure des atomes, à savoir le nombre d'électrons à leurs niveaux d'énergie externes.

S -, p -, d -, F - éléments. La relation entre la configuration électronique des atomes d'éléments et leur position dans le tableau périodique.

Le début de chaque période correspond au début du développement d'un nouveau niveau d'énergie. Le numéro de période détermine le numéro du niveau externe. Il est construit sur les éléments des principaux sous-groupes. Ceux. éléments s et p. Pour les éléments d, le premier niveau est rempli depuis l'extérieur. Le f-second est dehors. Ceux. les niveaux extérieur et bâti ne coïncident pas toujours. Parce que les éléments d ont le premier niveau extérieur rempli, et Propriétés chimiques sont principalement déterminés par la structure du niveau d'énergie externe, alors les propriétés chimiques de ces éléments sont similaires les unes aux autres (par exemple, ce sont tous des métaux). Ils n'ont pas de changement brusque de propriétés lors du passage d'un élément à l'autre. Comme par exemple les éléments s et p. Les propriétés des éléments f (lanthanides et actinides) sont encore plus similaires, puisqu'ils remplissent des sous-niveaux encore plus profonds.

10.Covalence dans la méthode des liaisons de valence. Possibilités de valence des atomes des éléments de la deuxième période dans les états fondamental et excité. Comparer les possibilités de valence (covalence) SEt à propos,FEtCl

Covalence dans la méthode des liaisons de valence.

Chaque atome fournit un électron parmi une paire. Nombre total Les paires d’électrons qu’il forme avec des atomes d’autres éléments sont appelées covalence.

Possibilités de valence des atomes des éléments de la deuxième période dans les états fondamental et excité.

Comparer les possibilités de valence (covalence) S Et à propos, F Et Cl dans le cadre de la méthode des liaisons de valence.

Dans la leçon 23" La loi d'Avogadro"du cours" Chimie pour les nuls"Parlons du rôle de l'étude des gaz pour toute science, et donnons également une définition de la loi d'Avogadro. Avec cette leçon, nous ouvrons la troisième section du cours, intitulée « Les lois de l'État gazier ». Je vous recommande de revoir les leçons précédentes car elles couvrent la chimie de base dont vous aurez besoin pour apprendre ce chapitre.

Préface du chapitre

Mot " Gaz» vient du mot grec bien connu chaos. Les chimistes ont abordé l'étude des gaz bien plus tard que celle des autres substances. Solide et substances liquides il était beaucoup plus facile de se reconnaître et de se distinguer les uns des autres, et l’idée de différents « airs » est née très lentement. Le dioxyde de carbone n'a été obtenu à partir du calcaire qu'en 1756. L'hydrogène a été découvert en 1766, l'azote en 1772 et l'oxygène en 1781. Malgré la découverte tardive des gaz, ils furent les premières substances propriétés physiques ce qui pourrait être expliqué à l’aide de lois simples. Il s’est avéré que lorsque des substances dans cet état insaisissable sont soumises à des changements de température et de pression, elles se comportent de manière bien plus importante. des lois simples que les substances solides et liquides. De plus, l’un des tests les plus importants de la théorie atomique était sa capacité à expliquer le comportement des gaz. Cette histoire est racontée dans ce chapitre.

En enfermant un échantillon d'un gaz dans un récipient fermé, on peut mesurer sa masse, son volume, sa pression sur les parois du récipient, sa viscosité, sa température, sa conductivité thermique et la vitesse de propagation du son. Il est également facile de mesurer le taux d'épanchement (sortie) d'un gaz à travers une ouverture dans un récipient et la vitesse à laquelle un gaz se diffuse (pénétre) dans un autre. Dans cette section, nous montrerons que toutes ces propriétés ne sont pas indépendantes les unes des autres, mais sont liées à l'aide d'une théorie assez simple basée sur l'hypothèse que les gaz sont constitués de particules en mouvement et en collision continue.

L'hypothèse avancée en 1811 par Amedo Avogadro (1776-1856) a joué un rôle extrêmement important dans le développement de la théorie atomique. Avogadro a suggéré que Des volumes égaux de tous les gaz, à la même température et pression, contiennent un nombre égal de molécules. Cela signifie que la densité d'un gaz doit être proportionnelle au poids moléculaire de ce gaz. La densité d'un gaz est sa masse par unité de volume, mesurée en grammes par millilitre (g/ml).

L'hypothèse d'Avogadro n'a été remarquée que 50 ans plus tard et, après de nombreux tests, elle a été confirmée et transformée d'une hypothèse en La loi d'Avogadro. En signe de reconnaissance tardive du scientifique qui a été injustement ignoré, le nombre de molécules dans une mole d'une substance a ensuite été appelé Numéros d'Avogadro, égal à 6,022·10 23.

Si on utilise la loi d'Avogadro, alors le nombre de molécules de gaz, et donc le nombre n ses moles doivent être proportionnelles au volume V gaz:

• Nombre de moles de gaz n = k V (à P et T constants)

Dans cette équation k— coefficient de proportionnalité en fonction de la température T et la pression P..

Dans la leçon 23" La loi d'Avogadro"Nous avons examiné l'un des nombreux modèles inhérents aux gaz. Dans ce chapitre, nous discuterons d'autres modèles qui relient la pression du gaz P, son volume V, la température T et le nombre de moles n dans un échantillon de gaz donné. J'espère que la leçon était informative et compréhensible. Si vous avez des questions, écrivez-les dans les commentaires. S'il n'y a pas de questions, passez à la leçon suivante.

Anticiper les résultats d'une étude, prédire un modèle, ressentir les origines communes, tout cela marque la créativité grand nombre expérimentateurs et scientifiques. Le plus souvent, la prévision s’applique uniquement au domaine d’emploi du chercheur. Et peu de gens ont le courage de se lancer dans des prévisions à long terme, bien en avance sur leur temps. L'Italien Amedeo Avogadro a eu largement assez de courage. C’est pour cette raison que ce scientifique est désormais connu dans le monde entier. Et la loi d’Avogadro est toujours utilisée par tous les chimistes et physiciens de la planète. Dans cet article, nous en parlerons en détail et de son auteur.

Enfance et études

Amedeo Avogadro est né à Turin en 1776. Son père Philippe travaillait comme commis au service judiciaire. Au total, la famille comptait huit enfants. Tous les ancêtres d'Amédée étaient avocats à église catholique. Le jeune homme ne s'est pas non plus écarté de la tradition et s'est tourné vers la jurisprudence. À vingt ans, il avait déjà un doctorat.

Au fil du temps, la pratique juridique a cessé d’intéresser Amedeo. Intérêts un jeune homme se trouver dans une autre zone. Même dans sa jeunesse, il fréquente l'école de physique expérimentale et de géométrie. C'est alors que l'amour de la science s'est réveillé chez le futur scientifique. En raison de lacunes dans ses connaissances, Avogadro a commencé à s'auto-éduquer. A 25 ans, Amedeo est tout temps libre consacré à l'étude des mathématiques et de la physique.

Activité scientifique

À la première étape activité scientifique Amedeo se consacrait à l'étude des phénomènes électriques. L'intérêt d'Avogadro s'est intensifié après que Volt ait découvert la source du courant électrique en 1800. Non moins intéressantes pour le jeune scientifique étaient les discussions entre Volta et Galvani sur la nature de l'électricité. Et en général alors cette zoneétait à l'avant-garde de la science.

En 1803 et 1804, Avogadro et son frère Felice présentent deux ouvrages aux scientifiques de l'Académie de Turin, révélant des théories sur les phénomènes électrochimiques et électriques. En 1804, Amédée devient membre correspondant de cette académie.

En 1806, Avogadro obtient un emploi de tuteur au lycée de Turin. Et trois ans plus tard, le scientifique s'installe au lycée de Vercelli, où il enseigne les mathématiques et la physique pendant dix ans. Durant cette période, Amedeo a lu beaucoup de littérature scientifique, réalisant des extraits utiles de livres. Il les a guidés jusqu'à la fin de leur vie. Jusqu'à 75 volumes de 700 pages chacun se sont accumulés. Le contenu de ces livres témoigne de la polyvalence des intérêts du scientifique et du travail colossal qu’il a accompli.

Vie privée

Amédée a arrangé sa vie de famille assez tard, alors que son âge dépassait déjà la troisième décennie. Alors qu'il travaillait à Vercelli, il rencontra Anna di Giuseppe, beaucoup plus jeune que le scientifique. Ce mariage a donné naissance à huit enfants. Aucun d’eux n’a suivi les traces de son père.

La loi d'Avogadro et ses conséquences

En 1808, Gay-Lussac (en collaboration avec Humboldt) formule le principe des relations volumétriques. Cette loi stipulait que la relation entre les volumes de gaz réactifs pouvait être exprimée en chiffres simples. Par exemple, 1 volume de chlore combiné à 1 volume d'hydrogène donne 2 volumes de chlorure d'hydrogène, etc. Mais cette loi ne donnait rien, puisque, d'une part, il n'y avait pas de différence spécifique entre les notions de corpuscule, de molécule, d'atome, et d'autre part, les scientifiques avaient opinions différents sur la composition des particules de divers gaz.

En 1811, Amédée entreprend une analyse approfondie des résultats des recherches de Gay-Lussac. En conséquence, Avogadro s'est rendu compte que la loi des relations volumétriques permet de comprendre la structure de la molécule de gaz. L’hypothèse qu’il a formulée était la suivante : « Le nombre de molécules d’un gaz dans un même volume est toujours le même. »

Découverte du droit

Pendant trois années entières, le scientifique a continué à expérimenter. Et en conséquence, la loi d'Avogadro est apparue, qui ressemble à ceci : « Des volumes égaux de substances gazeuses à la même température et pression contiennent le même nombre de molécules. Et la mesure de la masse des molécules peut être déterminée à partir de la densité de divers gaz. Par exemple, si 1 litre d'oxygène contient le même nombre de molécules que 1 litre d'hydrogène, alors le rapport des densités de ces gaz est égal au rapport des masses des molécules. Le scientifique a également noté que les molécules des gaz ne sont pas toujours constituées d’atomes uniques. La présence d’atomes à la fois différents et identiques est acceptable.

Malheureusement, à l’époque d’Avogadro, cette loi ne pouvait être prouvée théoriquement. Mais il a permis d'établir expérimentalement la composition des molécules de gaz et de déterminer leur masse. Suivons la logique d'un tel raisonnement. Au cours de l'expérience, il a été révélé que la vapeur d'eau du gaz, ainsi que les volumes d'hydrogène et d'oxygène, sont dans un rapport de 2:1:2. Diverses conclusions peuvent être tirées de ce fait. Premièrement : une molécule d’eau est composée de trois atomes, et les molécules d’hydrogène et d’oxygène en sont deux. La deuxième conclusion est également tout à fait appropriée : les molécules d'eau et d'oxygène sont diatomiques, et les molécules d'hydrogène sont monoatomiques.

Les opposants à l'hypothèse

La loi d'Avogadro avait de nombreux opposants. Cela était dû en partie au fait qu’à cette époque, il n’existait pas d’enregistrement simple et clair des équations et des formules des réactions chimiques. Le principal détracteur était Jens Berzelius, un chimiste suédois à l'autorité incontestée. Il croyait que tous les atomes avaient des charges électriques et que les molécules elles-mêmes étaient constituées d'atomes ayant des charges opposées qui s'attiraient les unes les autres. Ainsi, les atomes d’hydrogène avaient une charge positive et les atomes d’oxygène une charge négative. De ce point de vue, une molécule d’oxygène constituée de 2 atomes également chargés n’existe tout simplement pas. Mais si les molécules d'oxygène sont encore monoatomiques, alors dans la réaction de l'azote avec l'oxygène, la proportion du rapport volumique devrait être de 1:1:1. Cette affirmation contredit l’expérience selon laquelle 2 litres d’oxyde nitrique ont été obtenus à partir de 1 litre d’oxygène et 1 litre d’azote. C'est pour cette raison que Berzelius et d'autres chimistes rejetèrent la loi d'Avogadro. Après tout, cela ne correspondait absolument pas aux données expérimentales.

Renaissance de la loi

Jusque dans les années soixante du XIXe siècle, l'arbitraire était observé en chimie. De plus, elle s'étendait à la fois à l'évaluation des masses moléculaires et à la description des réactions chimiques. À propos composition atomique substances complexes, il y avait généralement de nombreuses idées fausses. Certains scientifiques envisageaient même d’abandonner la théorie moléculaire. Et ce n’est qu’en 1858 qu’un chimiste italien nommé Cannizzaro trouva une référence à la loi d’Avogadro et à ses conséquences dans la correspondance de Berthollet et Ampère. Cela a mis de l’ordre dans le tableau confus de la chimie de l’époque. Deux ans plus tard, Cannizzaro parlait de la loi d'Avogadro à Karlsruhe Congrès international en chimie. Son rapport a laissé une impression indélébile sur les scientifiques. L'un d'eux a déclaré que c'était comme s'il avait vu la lumière, que tous les doutes avaient disparu et qu'en retour il y avait un sentiment de confiance.

Après la reconnaissance de la loi d'Avogadro, les scientifiques ont pu non seulement déterminer la composition des molécules de gaz, mais également calculer les masses atomiques et moléculaires. Ces connaissances ont aidé à calculer les rapports massiques des réactifs dans divers réactions chimiques. Et c'était très pratique. En mesurant la masse en grammes, les chercheurs pourraient manipuler des molécules.

Conclusion

Beaucoup de temps s'est écoulé depuis la découverte de la loi d'Avogadro, mais personne n'a oublié le fondateur de la théorie moléculaire. La logique du scientifique était impeccable, ce qui fut confirmé plus tard par les calculs de J. Maxwell basés sur la théorie cinétique des gaz, puis par des études expérimentales (mouvement brownien). Il a également été déterminé combien de particules sont contenues dans une mole de chaque gaz. Cette constante, 6.022.1023, était appelée le numéro d'Avogadro, immortalisant le nom du perspicace Amedeo.