2. A lei de Avogadro e suas consequências.

Lei de Avogadro.

Amadeo Avogadro apresentou uma hipótese em 1811, que mais tarde foi confirmada por dados experimentais e, portanto, ficou conhecida como lei de Avogadro:

Mesmos volumes vários gases sob as mesmas condições (temperatura e pressão) contêm o mesmo número de moléculas.

Avogadro sugeriu que as moléculas de gases simples consistem em dois átomos idênticos. Assim, quando o hidrogênio se combina com o cloro, suas moléculas se decompõem em átomos, que formam moléculas de cloreto de hidrogênio. Uma molécula de cloro e uma molécula de hidrogênio produz duas moléculas de cloreto de hidrogênio.

Consequências da lei de Avogadro.

Quantidades iguais de substâncias gasosas sob as mesmas condições (pressão e temperatura) ocupam volumes iguais. Em particular: em condições normais, 1 mol de qualquer gás ocupa um volume igual a 22,4 litros. Esse volume é chamado de volume molar do gás. Condições normais: 273K, 760mmHg Arte. ou 1,01*10^5Pa.

As densidades de quaisquer substâncias gasosas sob as mesmas condições (T, P) estão relacionadas com suas massas molares (molares).

Razão de densidade - a densidade relativa de um gás sobre outro ( Drel.), então a razão das massas molares também é igual a Drel.

Se a densidade relativa do gás for determinada pelo hidrogênio ou pelo ar, então o valor de μ=2Dн e μ=29Dair. Onde 29 é a massa molar do ar.

Se o gás estiver em condições reais, então seu volume é calculado pela fórmula de Mendeleev-Clapeyron:

P*V=(m/μ)*R*T, onde R=8,31 J/mol*K

misturas de gases.

Se em mistura de gás não há interação, então cada gás da mistura tem suas próprias propriedades individuais e obedece às leis consideradas anteriormente.

A composição das misturas gasosas pode ser expressa: massa, volume, frações molares.

A fração mássica do gás é a razão entre a massa do gás e a massa de toda a mistura gasosa.

A fração volumétrica de gás é a razão entre o volume de gás e o volume de toda a mistura.

A fração molar do gás é a razão entre o número de mols de gás e o número de mols da mistura.

Uma das consequências da lei de Avogadro: fração volumétrica = fração molar.

As principais características da mistura gasosa são resumidas a partir das características de seus componentes. Assim, a pressão total da mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais do gás.

3. Lei dos equivalentes. Equivalente. Massa equivalente e volume equivalente. Massas equivalentes de compostos complexos.

Equivalente.

O equivalente de uma substância (elemento) E é uma quantidade que interage com um mol de átomos de hidrogênio ou em geral com um equivalente de qualquer outra substância (elemento). Por exemplo, vamos encontrar o equivalente de algumas substâncias: HCl - 1 mol, H2O. Com um mol de hidrogênio, 1 mol de cloro e ½ átomos de oxigênio se combinam e, portanto, os equivalentes são 1 e ½, respectivamente.

Massa equivalente e volume equivalente.

A massa equivalente (Em) é a massa de um equivalente de uma substância (elemento).

As massas equivalentes dos elementos considerados anteriormente são Em(Cl)=35,3 g/mol, Em(O)=8 g/mol.

A massa equivalente de qualquer elemento pode ser determinada pela fórmula: Em \u003d μ / CO, onde CO é o valor absoluto do estado de oxidação nos compostos. Como a maioria dos elementos possui um estado de oxidação variável, os valores de seus equivalentes em vários compostos são diferentes. Por exemplo, encontramos

Se os volumes de gases são indicados no problema, é mais conveniente usar o conceito de volume equivalente, calculado pela lei de Avogadro. O volume equivalente é o volume ocupado em n.o. um equivalente da substância. Então, 1 mol de hidrogênio, ou seja, 2 anos. Ocupa um volume de 22,4 litros, portanto 1g. (ou seja, uma massa equivalente), levará 11,2 litros. Da mesma forma, você pode encontrar o volume equivalente de oxigênio, que é de 5,6 litros.

A lei dos equivalentes.

As massas dos reagentes, assim como os produtos da reação, são proporcionais às suas massas equivalentes. m1/m2=Em1/Em2

Para uma reação química:

νаА+νвВ=νсС+νдД é verdadeiro nEm(A)=nEm(V)=nEm(C)=nEm(D)

Onde nEm é o número de massas equivalentes. Portanto, se o número de massas equivalentes de uma das substâncias for conhecido, não há necessidade de calcular o número de Em das substâncias restantes. Obviamente, o número de massas equivalentes é igual à razão entre a massa da substância e a massa equivalente.

A lei dos equivalentes para volumes equivalentes é escrita da seguinte forma:

Massas equivalentes de compostos complexos.

Com base na lei das massas equivalentes, as seguintes fórmulas para calcular Em são válidas:

Em (óxido) \u003d μ (óxido) / ∑SOel-ta, onde ∑COel-ta é o estado de oxidação total de um dos elementos (é igual ao produto do estado de oxidação do elemento pelo número de átomos deste elemento)

Em(sal)=μ(sal)/∑z, onde ∑z é a carga total do íon (cátion ou ânion).

Em(ácidos)=μ(ácidos)/nh(base-H número)

Em (bases) \u003d μ (bases) / non (acidez da base - número OH)

H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O

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

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

4. Dois princípios da mecânica quântica: dualidade onda-partícula e princípio da incerteza.

Um elétron é um objeto do micromundo e em seu comportamento obedece a leis especiais que não são semelhantes às leis do macrocosmo. O movimento dos objetos no micromundo é descrito não pelas leis da mecânica de Newton, mas pelas leis da mecânica quântica. mecânica quântica baseia-se em dois princípios fundamentais.

O princípio do dualismo de onda corpuscular.

De acordo com este princípio, o comportamento dos objetos do micromundo pode ser descrito como o movimento de uma partícula (corpúsculo) e como um processo ondulatório. Fisicamente é impossível imaginar. Matematicamente, isso é descrito pela equação de De Broglie:

ק=(h*ν)/m*υ, onde ν é o comprimento de onda correspondente a um elétron de massa m e movendo-se a uma velocidade υ.

Princípio da incerteza de Heisenberg.

Não é possível para um elétron determinar a coordenada x e o momento com precisão (px=m*Vx, onde Vx é a velocidade do elétron na direção da coordenada x)

Incertezas (erros) de nosso conhecimento sobre as quantidades x e px. Só podemos falar sobre a localização probabilística do elétron neste local. Quanto mais precisamente definimos x, mais incerto o valor de px se torna para nós.

Esses dois princípios formam a natureza estática-estatística da mecânica quântica.

6. Sequência de estados de preenchimento em átomos de vários elementos por elétrons (estados de energia de elétrons em átomos multielétrons). Fórmulas eletrônicas de átomos multieletrônicos no exemplo de elementos do 2º e 3º períodos. Princípio de Pauli. Regra de Hund. Fórmulas eletrônicas de elementos nos estados fundamental e excitado no exemplo de átomos de nitrogênio, carbono, enxofre.

A sequência de elétrons de preenchimento de estados em átomos vários elementos(estados de energia dos elétrons em átomos multieletrônicos).

De acordo com o princípio da energia mínima, o estado mais preciso de um átomo será aquele em que os elétrons são colocados em orbitais de menor energia. O estado de um átomo que é caracterizado valor mínimo energia do elétron é chamada de principal (não excitada).

A ordem em que os orbitais são preenchidos é determinada energeticamente por:

1).princípio da energia mínima

2). Princípio de Pauli

3). Regra Hund

O princípio da menor energia

Assim, o aparecimento de um segundo elétron em um átomo de hélio leva ao fato de que o efeito da interação de um elétron com um núcleo positivo também é afetado pela força de repulsão dos elétrons entre si. Com o crescimento adicional de elétrons, os elétrons internos ou principais impedem a interação dos externos com o núcleo. Ou seja, os elétrons internos protegem os externos. Devido a esses motivos, subníveis com valores de energia correspondentes diferentes diferem em átomos de muitos elétrons. A ordem de alternância dos subníveis é determinada por duas regras de Klechkovsky:

1). Uma energia mais baixa corresponde a um subnível com um valor menor da soma n + l

2). Para os mesmos valores da soma, a menor energia corresponde ao subnível com o menor valor de m

Mesa. O subnível 4s é mais baixo em energia do que o subnível 3d, porque os elétrons s são menos blindados do que os elétrons d, porque pode aproximar-se do núcleo.

Princípio de Pauli

Um átomo não pode ter dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos. Assim, não mais do que dois elétrons podem estar em um orbital, além disso, com diferentes spins de rotação.

Regra de Hund

O subnível é preenchido de forma que seu giro total seja máximo. Ou seja, dentro do subnível é preenchido primeiro numero maximo células quânticas.

7. A natureza da mudança nas propriedades químicas dos elementos à medida que seu número de série aumenta.S-, p-, d-, f- elementos. Relação entre a configuração eletrônica dos átomos dos elementos e sua posição no sistema periódico.

A natureza da mudança nas propriedades químicas dos elementos à medida que seu número de série aumenta.

Com o aumento do número de série em períodos, as propriedades não metálicas (ácidas) aumentam da esquerda para a direita. Metálicos (propriedades básicas) crescem em grupos. Isso leva ao fato de que perto da diagonal desenhada da esquerda canto superior nos elementos inferiores direito formando compostos anfotéricos.

Além disso, uma mudança periódica nas propriedades dos elementos com um aumento no número de série é explicada por uma mudança periódica na estrutura dos átomos, ou seja, o número de elétrons em seus níveis de energia externa.

S -, p -, d -, f - elementos. Relação entre a configuração eletrônica dos átomos dos elementos e sua posição no sistema periódico.

O início de cada período corresponde ao início da construção de um novo nível de energia. O número do período determina o número do nível externo. Ele é construído próximo aos elementos dos principais subgrupos. Aqueles. elementos sep. Para elementos d, o primeiro nível do lado de fora está sendo preenchido. Em f-segundo lá fora. Aqueles. o nível exterior e do edifício nem sempre coincidem. Porque para os elementos d, o primeiro nível externo é preenchido e Propriedades quimicas são determinados principalmente pela estrutura do nível de energia externa, então as propriedades químicas desses elementos são semelhantes entre si (por exemplo, todos são metais). Eles não têm uma mudança acentuada nas propriedades ao passar de um elemento para outro. Como os elementos s e p, por exemplo. As propriedades dos elementos f (lantanídeos e actinídeos) são ainda mais semelhantes, pois neles são preenchidos subníveis ainda mais profundos.

10. Covalência no método das ligações de valência. Possibilidades de valência de átomos de elementos do segundo período nos estados fundamental e excitado. Comparar recursos de valência (covalência) Se sobre,FeCl

Covalência no método das ligações de valência.

Cada átomo fornece um de um par de elétrons. Número total Os pares de elétrons que ele forma com átomos de outros elementos são chamados de covalência.

Possibilidades de valência de átomos de elementos do segundo período nos estados fundamental e excitado.

Comparar recursos de valência (covalência) S e sobre, F e Cl no âmbito do método das ligações de valência.

Na lição 23" Lei de Avogadro» do curso « Química para manequins» vamos falar sobre o papel do estudo dos gases para toda a ciência, e também dar uma definição da lei de Avogadro. Com esta lição, abrimos a terceira seção do curso, chamada "Leis do estado gasoso". Eu recomendo revisar as lições anteriores, pois elas cobrem os fundamentos da química que você precisará para estudar este capítulo.

Capítulo Prefácio

Palavra " Gás" vem da conhecida palavra grega caos. Os químicos chegaram ao estudo dos gases muito mais tarde do que outras substâncias. Sólido e substâncias líquidas era muito mais fácil identificar e distinguir um do outro, e a ideia de diferentes "ars" nasceu muito lentamente. O dióxido de carbono foi obtido do calcário apenas em 1756. O hidrogênio foi descoberto em 1766, o nitrogênio em 1772 e o oxigênio em 1781. Apesar da descoberta tardia dos gases, eles foram as primeiras substâncias propriedades físicas que poderia ser explicado por leis simples. Descobriu-se que, quando substâncias nesse estado indescritível são submetidas a mudanças de temperatura e pressão, elas se comportam de maneira muito mais leis simples do que substâncias sólidas e líquidas. Além disso, um dos testes mais importantes da teoria atomística foi sua capacidade de explicar o comportamento dos gases. Esta história é contada neste capítulo.

Ao colocar uma amostra de qualquer gás em um recipiente fechado, podemos medir sua massa, volume, pressão nas paredes do recipiente, viscosidade, temperatura, condutividade térmica e velocidade de propagação do som. Também é fácil medir a taxa de efusão (saída) de um gás através de uma abertura em um vaso e a taxa na qual um gás se difunde (penetra) em outro. Nesta seção, será mostrado que todas essas propriedades não são independentes umas das outras, mas estão relacionadas usando uma teoria bastante simples baseada na suposição de que os gases são compostos de partículas que estão em constante movimento e colisão.

A hipótese apresentada em 1811 por Amedo Avogadro (1776-1856) desempenhou um papel extremamente importante no desenvolvimento da teoria atomística. Avogadro sugeriu que volumes iguais de todos os gases, à mesma temperatura e pressão, contêm um número igual de moléculas. Isso significa que a densidade de um gás deve ser proporcional ao peso molecular do gás dado. A densidade de um gás é sua massa por unidade de volume e é medida em gramas por mililitro (g/mL).

A hipótese de Avogadro foi percebida apenas 50 anos depois, que, após inúmeros testes, foi confirmada e passou de hipótese em Lei de Avogadro. Como um reconhecimento tardio do cientista imerecidamente ignorado, o número de moléculas em um mol de uma substância foi posteriormente chamado Números de Avogadro, igual a 6,022 10 23 .

Se usarmos a lei de Avogadro, então o número de moléculas de gás e, portanto, o número n seus mols devem ser proporcionais ao volume V gás:

• O número de mols de gás n \u003d k V (em P e T constantes)

Nesta equação k- coeficiente de proporcionalidade, dependendo da temperatura T e pressão P.

Na lição 23" Lei de Avogadro» consideramos uma das muitas leis inerentes aos gases. Neste capítulo, também discutiremos outros padrões que relacionam a pressão do gás P, seu volume V, a temperatura T e o número de mols n em uma determinada amostra de gás. Espero que a lição tenha sido informativa e compreensível. Se você tiver alguma dúvida, escreva-a nos comentários. Se não houver perguntas, vá para a próxima lição.

Prever os resultados do estudo, prever o padrão, sentir as origens comuns - tudo isso marca a criatividade. um grande número experimentadores e cientistas. Na maioria das vezes, a previsão se aplica apenas à área de atuação do pesquisador. E poucas pessoas têm coragem de se engajar em previsões de longo prazo, com bastante antecedência. O italiano Amedeo Avogadro teve coragem de sobra. É por esta razão que este cientista é agora conhecido em todo o mundo. E a lei de Avogadro ainda é usada por todos os químicos e físicos do planeta até hoje. Neste artigo vamos falar em detalhes sobre ele e seu autor.

Infância e estudos

Amedeo Avogadro nasceu em Turim em 1776. Seu pai Philippe trabalhou como funcionário do judiciário. Havia oito crianças no total na família. Todos os ancestrais de Amedeo serviram como advogados para Igreja Católica. O jovem também não se desviou da tradição e adotou a jurisprudência. Aos vinte anos, já tinha doutorado.

Com o tempo, a prática jurídica deixou de fascinar Amedeo. Interesses homem jovem estavam em uma área diferente. Mesmo em sua juventude, ele frequentou a escola de física experimental e geometria. Então, no futuro cientista, despertou o amor pela ciência. Devido a lacunas no conhecimento, Avogadro assumiu a auto-educação. Aos 25 anos, Amedeo é tudo tempo livre dedicado ao estudo da matemática e da física.

Atividade científica

Na primeira fase atividade científica Amedeo dedicou-se ao estudo dos fenômenos elétricos. O interesse de Avogadro intensificou-se especialmente depois que Volt descobriu a fonte de corrente elétrica em 1800. Não menos interessantes para o jovem cientista foram as discussões de Volta e Galvani sobre a natureza da eletricidade. Sim, e em geral determinada área estava na vanguarda da ciência.

Em 1803 e 1804, Avogadro, juntamente com seu irmão Felice, apresentou dois trabalhos aos cientistas da Academia de Turim, revelando teorias de fenômenos eletroquímicos e elétricos. Em 1804, Amedeo tornou-se membro correspondente desta academia.

Em 1806, Avogadro conseguiu um emprego como tutor no Liceu de Turim. E três anos depois, o cientista mudou-se para o Liceu Vercelli, onde ensinou matemática e física por dez anos. Durante esse período, Amedeo leu muita literatura científica, fazendo excertos úteis de livros. Ele os conduziu até o fim de sua vida. Foram acumulados até 75 volumes de 700 páginas cada. O conteúdo desses livros fala da versatilidade dos interesses do cientista e do colossal trabalho que ele fez.

Vida pessoal

Amedeo organizou sua vida familiar bastante tarde, quando sua idade já havia ultrapassado sua terceira década. Enquanto trabalhava em Vercelli, conheceu Anna di Giuseppe, que era muito mais jovem que o cientista. Oito filhos nasceram deste casamento. Nenhum deles seguiu os passos do pai.

A lei de Avogadro e suas consequências

Em 1808, Gay-Lussac (em coautoria com Humboldt) formulou o princípio das proporções volumétricas. Esta lei afirmava que a razão entre os volumes dos gases reagentes pode ser expressa em números simples. Por exemplo, 1 volume de cloro, combinado com 1 volume de hidrogênio, dá 2 volumes de cloreto de hidrogênio, etc. Mas essa lei não deu nada, porque, em primeiro lugar, não havia diferença específica entre os conceitos de corpúsculo, molécula, átomo e, em segundo lugar, os cientistas tinham opiniões diferentes sobre a composição de partículas de vários gases.

Em 1811, Amedeo começou a analisar cuidadosamente os resultados da pesquisa de Gay-Lussac. Como resultado, Avogadro percebeu que a lei das proporções volumétricas nos permite entender a estrutura de uma molécula de gás. A hipótese que ele formulou foi: "O número de moléculas de qualquer gás no mesmo volume é sempre o mesmo".

Descoberta da lei

Por três anos inteiros, o cientista continuou a experimentar. E como resultado, surgiu a lei de Avogadro, que soa assim: “Volumes iguais de substâncias gasosas à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas. E a medida da massa das moléculas pode ser determinada pela densidade de vários gases. Por exemplo, se 1 litro de oxigênio contém tantas moléculas quanto 1 litro de hidrogênio, então a razão das densidades desses gases é igual à razão das massas das moléculas. O cientista também observou que as moléculas dos gases nem sempre consistem em átomos únicos. A presença de átomos diferentes e idênticos é aceitável.

Infelizmente, no tempo de Avogadro, essa lei não pôde ser comprovada teoricamente. Mas tornou possível estabelecer em experimentos a composição das moléculas de gás e determinar sua massa. Vamos seguir a lógica de tal raciocínio. Durante o experimento, verificou-se que o vapor d'água do gás, assim como os volumes de hidrogênio e oxigênio, estão correlacionados na proporção de 2:1:2. A partir deste fato, diferentes conclusões podem ser tiradas. Primeiro: a molécula de água consiste em três átomos, e as moléculas de hidrogênio e oxigênio de dois. A segunda conclusão também é bastante apropriada: as moléculas de água e oxigênio são diatômicas e as de hidrogênio são monoatômicas.

Oponentes da hipótese

A lei de Avogadro teve muitos oponentes. Isso se deveu em parte ao fato de que naqueles dias não havia registro simples e claro das equações e fórmulas das reações químicas. O principal mal-intencionado foi Jens Berzelius, um químico sueco com autoridade inquestionável. Ele acreditava que todos os átomos têm cargas elétricas, e as próprias moléculas são compostas de átomos com cargas opostas que se atraem. Assim, os átomos de hidrogênio tinham uma carga positiva e os átomos de oxigênio tinham uma carga negativa. Deste ponto de vista, uma molécula de oxigênio consistindo de 2 átomos de carga idêntica simplesmente não existe. Mas se as moléculas de oxigênio ainda são monoatômicas, na reação do nitrogênio com o oxigênio, a proporção da proporção do volume deve ser de 1: 1: 1. Esta afirmação contradiz o experimento, onde 2 litros de óxido de nitrogênio foram obtidos a partir de 1 litro de oxigênio e 1 litro de nitrogênio. É por esta razão que Berzelius e outros químicos rejeitaram a lei de Avogadro. Afinal, absolutamente não correspondia aos dados experimentais.

Reavivamento da Lei

Até os anos sessenta do século XIX, a arbitrariedade era observada na química. Além disso, estendeu-se tanto à avaliação de pesos moleculares quanto à descrição de reações químicas. Sobre composição atômica substâncias complexas eram geralmente muitos equívocos. Alguns cientistas até planejaram abandonar a teoria molecular. E somente em 1858, um químico da Itália chamado Cannizzaro encontrou na correspondência entre Bertolle e Ampère uma referência à lei de Avogadro e suas consequências. Isso trouxe ordem ao quadro confuso da química da época. Dois anos depois, Cannizzaro falou sobre a lei de Avogadro em Karlsruhe em Congresso Internacional em química. Seu relatório causou uma impressão indelével nos cientistas. Um deles disse que parecia ver a luz, todas as dúvidas se evaporaram e, em vez disso, surgiu um sentimento de confiança.

Depois que a lei de Avogadro foi reconhecida, os cientistas puderam não apenas determinar a composição das moléculas de gás, mas também calcular as massas atômicas e moleculares. Este conhecimento ajudou no cálculo das razões de massa dos reagentes em vários reações químicas. E foi muito conveniente. Ao medir a massa em gramas, os pesquisadores puderam operar em moléculas.

Conclusão

Muito tempo se passou desde a descoberta da lei de Avogadro, mas ninguém se esqueceu do fundador da teoria molecular. A lógica do cientista era impecável, o que foi posteriormente confirmado pelos cálculos de J. Maxwell, baseados na teoria cinética dos gases, e depois nos estudos experimentais (movimento browniano). Também foi determinado quantas partículas estão contidas em um mol de cada gás. Essa constante, 6.022.1023, recebeu o nome de número de Avogadro, imortalizando o nome do perspicaz Amedeo.