Закон Авогадро Закон Аюи

Метод Авогадро. Основан на использовании закона Авогадро в сочетании с экспериментальными данными об объемных отношениях газообразных реагирующих веществ. Например, опыт показывает, что при взаимодействии азота с кислородом, и образованием оксида азота соотношение объемов 1 1 2. По закону Авогадро в реакцию должны вступать х молекул азота, х молекул кислорода и образоваться молекул N0. Для нахождения количества мо- [c.22]

I. Моль. Закон Авогадро. Законы идеальных газов [c.4]

В процессе своего развития атомно-молекулярное учение обогатило естествознание фундаментальными законами (закон Авогадро. закон атомной теплоемкости) и такими важными понятиями, как изомерия, гомология, валентность, химическая связь, радикал, ион. [c.358]

Закон объемных отношений и закон Авогадро. Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему получающихся газообразных продуктов как простые целые числа (Ж. Ге й-Л ю с с а к, 1805 г.). Этот закон находится в серьезном противоречии с выводами атомистики Дальтона. [c.16]

АВОГАДРО ЗАКОН — один из основных газовых законов, состоящий в том, что при одинаковых темн-ре и давлении равные объемы всех газов содержат одно и то ке число молекул. А. з. высказан в виде гипотезы в 1811 итал. физиком А. Авогадро (и независимо от него, по в менее ясной форме, в 1814 франц. ученым А. М. Ампером). Однако вследствие господствовавшего в науке 1-й половины 19 в. смешения понятий атома, эквивалента и молекулы А. з. был предан забвению и только с 1860 стал широко применяться в физике и химии. Из А. з. вытекают следствия 1) молекулярный вес М газа или пара равен произведению его плотности В по отношению к водороду на мол. вес водорода, т. о. М = 2,016 0 2) грамм-молекула любого газа при нормальных условиях (0° и 760 ММ рт. ст.) занимает объем 22,416 л. А. 3. строго приложим только к идеальным газам все реальные газы отклоняются от А. з. в той же мере, как они отклоняются от законов Бойля — Мариотта и Гей-Люссака. с. а. Погодин. [c.12]

Закон Авогадро. Закон объемных отношений Гей-Люссака нельзя было объяснить на основе атомистических представлений Дальтона. Для объяснения этого закона А. Авогадро (1776—1856) высказал в 1811 г. гипотезу [c.13]

Закон Авогадро не получил признания со стороны Дальтона и его последователей. Они не заметили открытия Авогадро и продолжали смешивать различные степени прерывистости материи — молекулу и атом — в одну. Невероятная путаница в области атомистического учения продолжалась почти полвека, что сильно затормозило развитие химии. Лишь в 1860 г. на международном съезде химиков были, наконец, разграничены понятия атом и молекула . С того времени началась эра новой атомистики. Гипотеза Авогадро стала общепризнанным законом. [c.22]

Закон природы, выражаемый уравнением (И, 8), не зависит, таким образом, ни от выбора термометра, которым измеряют температуру, ни от выбора термометрической шкалы, ни от числа, которым характеризуют температуру. Не зависит от всего этого и закон Авогадро. Если в качестве единицы массы идеального газа принять его мольный вес, то произведение из давления газа на его мольный объем не зависит при постоянной температуре от химической природы идеального газа. Законом природы является наличие однозначной связи между давлением идеального газа и его температурой (при постоянном объеме газа) и между объемом газа и его температурой (при постоянном давлении газа). [c.38]

Итак, эволюция, научное обоснование и конкретизация атомно-молекулярного учения — это основная доминирующая черта развития химии в XIX в. Менее чем за сто лет атомно-молекулярное учение в процессе своего усложняющегося развития обогащает все естествознание фундаментальными законами (закон Авогадро, закон атомной теплоемкости, закон периодичности и др.) и такими важными понятиями, как атом, молекула, ион, радикал, изомерия, гомология, валентность, химическая связь, электрон. [c.349]

Согласно уточненному закону Авогадро —Дальтона [c.81]

Объем исходной смеси находится на основании закона Авогадро, [c.28]

Уравнение состояния идеальных газов принимает простую универсальную форму, если воспользоваться следствием из известного в физике закона Авогадро, согласно которому в равных объемах всех идеальных газов при одинаковом давлении и температуре содержится одинаковое количество молекул. [c.23]

МОЛЬ. ЗАКОН АВОГАДРО. МОЛЬНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗА [c.16]

Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. [c.17]

Закон объемных отношений. Закон Авогадро 25 [c.25]

Определение молеку-пярных масс веществ, находящихся в газообразном состоянии. Для определения относительной молекулярной массы вещества (в а. е. м.) обычно находят численно равную ей мольную массу вещества (в г). Если вещество находится в газообразном состоянии, то его мольная масса может быть найдена с помощью закона Авогадро. [c.28]

Все рассмотренные газовые законы — закон Дальтона, закон простых объемных отношений Гей-Люссака и закон Авогадро, приближенные законы. Они строго соблюдаются при очень малых давлениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно больше их собственных размеров, и взаимодействие молекул друг с другом практически отсутствует. При обычных невысоких давлениях они соблюдаются приближенно, а при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от этих законов. [c.31]

Закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул. [c.11]

Если сравнивать осмотические давления разбавленных растворов различных веществ одинаковой молярной концентрации, то при одинаковых температурах они окажутся равными. Растворы, характеризующиеся равным осмотическим давлением, называются изотоничными. И наоборот, если растворы двух или нескольких веществ изотоничны, то можно утверждать, что их молярные концентрации одинаковы. Таким образом, к осмотическому давлению растворов приложим закон Авогадро. [c.94]

Четыре наблюдения, описанные выше, позволяют сделать некоторые заключения о газах. Одно из них — простое соотношение Равные объемы газов при постоянных температуре и давлении содержат равное число молекул. Эту мысль высказал в 1811 году итальянский профессор Амедео Авогадро (она называется законом Авогадро). При внимательном рассмотрении убедитесь, что этот закон проявляется в каждом из приведенных выше наблюдений. [c.379]

В первых трек случаях каждый шар содержит 6,02 10 (один моль) молекул. В первом опыте все три шара имели одинаковый объем — точно по закону Авогадро. Ео втором случае давление увеличили вдвое и объемы газов наполовину уменьшились. При всех изменениях условий все три шара имели одинаковые размеры, и все содержали одно и то же количество молекул. [c.379]

Объясните, как закон Авогадро проявляется в третьем и четвертом наблюдениях. [c.379]

Важное следствие закона Авогадро - то, что все газы при одних и тех же температуре и давлении имеют один и тот же молярный объем. (Молярный объем -- объем, занимаемый одним молем газа.) Ученые называют температуру 0°С и давление 1 атм (атмосфера) стандартными температурой и давлением (или нормальными условиями — н.у. — Перев.). При н.у. молярный объем любого газа равен 22,4 л. [c.379]

Применим ли закон Авогадро к твердым веществам и жидкостям Объясните свой ответ. [c.395]

Решение. Так как 1 моль любого газа по закону Авогадро занимает объем 22,4 м , то в абсорбер поступает [c.273]

Рис. 2-1. 2 молекулы газообразного водорода соединяются с 1 молекулой кислорода с образованием 2 молекул воды. Закон Авогадро утверждает, что в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Следовательно, 2 объема газообразного Нз будут соединяться с 1 объемом О2 с образованием 2 объемов водяного пара, а 2 моля Н2 будут соединяться с 1 молем О2 с образованием 2 молей водяного пара. [c.65]

Следствием закона Авогадро является постоянство молярных объемов различных газов при одинаковых внешних условиях. К такому результату приходят с учетом того обстоятельства, что число частиц (молекул) в 1 моль любого вещества повтоянно. Это число — число Авогадро — равно 6,022045.10 моль" . [c.14]

Следстаия из закона Авогадро. Закон простых объемных отношений Гей-Люссака получает логичное объяснение, если принять, что газообразные вещества состоят из молекул, как полагал Авогадро, и молекулы простых газов двухатомны (Но, N2, О2, Рг, СЦ, Вга и др.). Существуют молс1 улы простых газов и другой атомности (Оз, Р,)). Молекулы благородных газов (Не, Ме, Аг и др.), а также паров (газов) .[Ногих. металлов (Си, Ag, Аи и др.) одноатомны. Атомный состав простых газов подтвержден рядом специальных исследований (спектров, теплоемкостей). [c.28]

Закон Авогадро позволяет также выбрать единицу массы газа для определения постоянной в уравнении (1-7). С этой целью рассмотрим реакцию между водородом и хлором. Взвешиванием можно найти, что 2,0 г водорода и 70,9 г хлора реагируют между собой без остатка, образуя 72,9 г хлористого водорода. Известно также, что эти же количества водорода и хлора в виде газов занимают одинаковые объемы. Из закона Авогадро следует, что в каждом из этих объемов находится по одинаковому числу молекул водорода и хлора. Отсюда можно сделать заключение о том, что массы молекул водорода и хлора относятся как 2,0 70,9. Учитывая, что каждая молекула этих газов содержит два атома, найдем, что отношение их атомных масс составит 1,00 35,45. Таким образом, если принять массу атома водорода за единицу, то масса его молекулы составит две единицы, а для хлора соответственно 35,45 и 70,90. Именно таким путем были найдены относительные атомные массы элементов и молекулярные массы соединенийИз сказанного видно, что удобной для химии единицей массы является количество вещества, выраженное в граммах и численно равное его молекулярной массе. Эта единица получила название моля. Моль любого газа, как было уже отмечено, содержит одинаковое число молекул, которое называется числом Авогадро, обозначается Ыа и составляет 6,02-10 . Разумеется, если газ превратится в жидкость или твердое тело, эта величина не изменится. Поэтому N А есть вообще число молекул или атомов в одном моле вещества. [c.16]

На основании закона Авогадро определить для аммиачмо-воздуплиой смеси, достаточно ли будет содержаться в образовави1емся нитрозном газе кислорода, чтобы обеспечить полноту превращения оксида азота (И) в оксид азота (IV) при охлаждении газа со следующими объемными долями NH3 а) 0,105 б) 0,112 н в) 0,115. Воздух с объемной долей О2 0,209. Принимается, что аммиак окисляется в оксид азота полностью. [c.166]

Закон объемных отношеняй. Закон Авогадро. Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку, автору известного закона о тепловом расширении газов. Измеряя объемы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, Гей-Люссак пришел к обобщению, известному под названием закона простых объемных отношений или химического закона Гей-Люссака [c.25]

Этот закон (закон Авогадро) вводил в науку представление о молекулах как о мельчайших 1астицах вещества. При этом представление об атомах как о мельчайших частицах элемента сохранялось. Авогадро особенно подчеркивал, что молекулы простых веществ отнюдь ие долл<ны быть тождественны с атомами напротив, они обычно состоят яз ь сскольких атомов данного элемента. [c.26]

Атомные и молекулярные массы. Л1оль. На законе Авогадро основан важненшин метод определения молекулярных масс веществ, нахо.дящнхся в газообразном состоянии. По прежде чем говорить об этом методе, следует сказать, в каких единицах выражают молекулярные и атомные массы. [c.26]

Согласно закону Авогадро, одно и то же число молекул любого газа заннмает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое число частиц. Отсюда следует, что при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем. [c.28]

По закону Авогадро, равные объемы газов, взятых при одинаковой температуре и одинаковом давлении, содержат равное число молекул. Отсюда следует, что мa i.l равных объемов двух газов должны относиться друг к другу, как их молекулярные массы, или как численно равные им мольные массы [c.28]

Определение атомных масс. Валентность. Закон Авогадро позволяет определить число атомов, входящих в состав молекул простых газов. Путем изучения объемных отношений при реакциях, в которых участвуют водород, кислород, азот и хлор, было устаиозлсио, что молекулы этих газов двухатомны. Следовательно, определив относительную молекулярную массу любого ч -, этих газов и разделив ее пополам, мо кно было сразу найти отиосителГ)-иую атомную массу соотвстстпующого элемента. Например, установили, что молекулярная масса хлора равна 70,90 отсюда атомная масса хлопа равняется 70,90 2 или 35,45. [c.33]

О молекулярной массе химического соединения в состоянии 1 ааа или пара можно судить по его плотности. Как уже упоми-на.тсь, из закона Авогадро вытекает, что массы равных объемов различных 1 азов. взятых при одинаковых условиях, относятся друг к другу как их молекулярные массы. Но отношение этих [c.14]

Вы знаете, что коэффициенты в таких уравнениях представляют относительное количество молекул или молей реагентов и продуктов. Используя закон Авогадро (равные количества молей занимают равные объемы), можно судйть об объемных соотношениях реагирующих газов [c.380]

Авогадро закон В равных объемах любых газов при одинаковых температуре и даилении содержится одинаковое число м<1лекул Азота фиксация (или сиязываиие азота) Превращение газа а ют<1 в азотные соединения бактериями и расто 1иями [c.543]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология