Закон Авогадро и атомный вес

Молекулярный вес есть сумма атомных весов элементов в молекуле. Вычисленный таким образом молекулярный вес часто называют истинным или физическим. Однако нри этом не учитывается, что вещества, полностью идентичные по химическим свойствам, могуг иметь различный молекулярный вес из-за различия в изотопном составе. Для низкомолекулярных веществ распространен метод В. Мейера. Он заключается в том, что взвешенную пробу вещества быстро испаряют в предварительно нагретом сосуде. Вследствие испарения вещества из сосуда вытесняется определенное количество воздуха, который собирают над водой в градуированный газометр. По объему вытесненного воздуха судят об объеме паров исследуемого вещества. А зная навеску вещества и его объем в газообразном состоянии при определенной температуре, рассчитывают молекулярный вес, используя закон Авогадро. Подобным методом можно определить молекулярный вес только таких веществ, которые переходят в нар без разложения. [c.84]

Таким образом, применение закона Авогадро, а также следствий из него для определения атомных масс химических элементов и установления химических формул многих соединений не представляет больших трудностей. Для уточнения формул ряда веществ кроме знания их количественного (мае. доли, %) состава необходимо уметь находить независимым методом их молекулярные массы. [c.30]

С начала XIX в. атомно-молекулярная теория строения материи прочно укрепилась в науке. Измерения относительных количеств, в которых различные элементы соединяются между собой, привели к установлению понятия химического эквивалента и открытию простых закономерностей, управляющих химическими процессами 1) закон постоянства состава 2) закон кратных отношений 3) закон Авогадро 4) закон кратных объемов. Большая роль в этом принадлежит Дальтону, работы которого дали возможность количественно характеризовать состав различных веществ и выражать его химическими формулами. [c.9]

XX в., показавших, что атомы делимы , т. е. состоят нз каких-то более мелких частиц. Более того, на основании только атомно-молекулярного учения трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому [c.28]

Относительная атомная масса 10 Относительная молекулярная масса 172 Моль — мера количества вещества 10 Закон сохранения массы веществ 53, 176 Постоянство состав вещества 8, 9—10 Закон Авогадро 185 [c.186]

Выбор истинного числа делался на основании закона Авогадро. Так как в молекуле любого углеродного соединения не может содержаться меньше одного атома углерода, наименьшая доля этого элемента в молекулярном весе и должна соответствовать его атомному весу. Нужно было, следовательно, определить молекулярные веса различных летучих углеродных соединений, вычислить по их процентному составу в каждом случае долю углерода и выбрать из всех полученных чисел наименьшее. Такие определения давали число 12. Поэтому атомный вес углерода и следовало принять равным двенадцати. Ниже в качестве примера приведены расчетные данные для метана, эфира, спирта и двуокиси углерода. [c.25]

Относительные атомная и молекулярные массы. Количество вещества. Моль. Валентность. Постоянство состава веществ. Расчеты по химическим формулам 4. Закон Авогадро и молярный объем газов. ... [c.396]

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]

Основные законы стехиометрии сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, закон Авогадро. Все они выведены эмпирическим путем. С современной точки зрения их можно рассматривать как простое следствие факта существования атомов и молекул. Именно они и подтвердили атомно-молекулярное учение— основу новой химии. В свою очередь атомно-молекулярное учение хорошо объясняет стехиометрические законы. [c.15]

Рассмотрим в свете атомно-молекулярного учения основные законы химии сохранения массы веществ, постоянства состава, объемных отношений и закон Авогадро. Эти законы подтверждают атомно-молекулярное учение — основу новой химии . В свою очередь, атомно-молекулярное учение объяснило основные законы химии. [c.20]

Законы, на которые опирается атомно-молекулярное учение, называют основными. К ним относятся законы сохранения массы, энергии, постоянства состава, кратных и объемных отношений, закон Авогадро и уравнение Менделеева — Клапейрона. Эти законы называют стехиомет-рическими, поскольку они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических реакциях. [c.12]

Существенные положения химической (и физической) теории были разработаны в связи с экспериментальным изучением свойств газов. Примером тому может служить расчет правильных значений атомных масс элементов на основании закона Авогадро. [c.90]

Использование закона Авогадро для установления правильных атомных масс элементов [c.91]

Метод, при помощи которого в 1858 г. Канниццаро применил закон Авогадро для выбора примерно правильных атомных масс элементов, в основном сводился к следующему. Примем в соответствии с законом Авогадро в качестве молекулярной массы вещества массу в граммах 22,4 л этого вещества в газообразном состоянии, приведенном к стандартным условиям (можно пользоваться любым другим объемом — это будет соответствовать выбору различной основы для шкалы атомных масс). Весьма вероятно, что из многих соединений изучаемого элемента по крайней мере одно соединение будет содержать лишь один атом данного элемента в молекуле масса элемента в составе этого соединения, содержащегося в стандартном объеме газа, и будет атомной массой данного элемента. [c.91]

Следует отметить, что подобное применение закона Авогадро позволяет строго определить лишь максимальное значение атомной массы элемента. Не исключена возможность того, что подлинная атомная масса в несколько раз меньше этого значения. [c.93]

Таким образом, при любых постоянных температуре и давлении литр газообразного водорода содержит точно такое же число молекул, что и литр кислорода. После того как для молекулярных весов этих газов были установлены условные общепринятые значения (основанные на выборе определенной шкалы атомных весов), с помощью закона Авогадро стало возможным найти молекулярный вес любого неизвестного газа. Например, если установлено, что газ неизвестного молекулярного веса имеет при нормальных условиях плотность 4,42 г/л, то нетрудно подсчитать, что 22,4 л этого газа (молярный объем любого газа при нормальных условиях) должен иметь вес 99 г. Следовательно, молекулярный вес данного газа равен 99, причем этот факт установлен без использования каких-либо данных о конкретном химическом составе газа. [c.156]

В блоке Состав вещества отражена и количественная сторона. Ее объем различен в разных учебниках. Кроме обязательного понятия об относительной атомной массе и относительной молекулярной массе многими авторами вводятся понятия о количестве вещества и о единице количества вещества — моле, о молярной массе и молярном объеме газов при нормальных условиях, о законе Авогадро, относительной плотности газов понятия о тепловом эффекте химических реакций и расчеты как по формулам, так и по уравнениям реакций. Именно на этом этапе учащиеся знакомятся с принципами решения химических задач разных типов, что в дальнейшем явится базой для развития этих умений. Одновременно получает развитие и использование химической символики. [c.262]

Таким образом, после прочтения настоящего раздела мы убедились, что к концу 60-х годов прошлого века было неоспоримо доказано существование атомов и моле- кул, была разработана стройная атомно-молекулярная теория, на которой базировалась вся физика и химия того времени. Мы познакомились пока лишь с основными понятиями и некоторыми из основных законов химии. Подчеркнем еще раз, что атомно-молекулярная теория базировалась на представлении о том, что атом неделим. Вследствие этого атомно-молекулярная теория оказалась не в состоянии объяснить ряд экспериментальных фактов конца XIX — начала XX в., показавших, что атомы делимы, т.е. состоят из каких-то более мелких частиц. Более того, на основании только атомно-молекулярной теории трудно было понять и целый ряд ранних результатов. Например, без дополнительных сведений о природе газообразного состояния трудно объяснить закон Авогадро. Поэтому закон Авогадро и ряд других законов и понятий мы рассмотрим далее, когда познакомимся подробнее с современными представлениями о молекуле, веществе и т.д. [c.12]

Закон Авогадро открыл путь к определению молекулярных весов газов и атомных весов. Веса атомов и молекул выражают двумя способами. При одном способе пользуются абсолютными весами атомов или молекул, а при другом их относительными весами, называемыми соответственно атомным весом или молекулярным весом. Абсолютный вес атома или молекулы есть вес отдельного атома или молекулы, выраженный в граммах в дальнейшем мы покажем, как их определять. В химии редко пользуются абсолютными весами атомов и молекул главное значение имеют атомные и молекулярные веса. [c.66]

С. Канниццаро на основе закона Авогадро четко разграничил понятия атом , молекула и эквивалент предложил относить атомные и молекулярные массы к массе атома водорода, принятой за единицу. [c.645]

Он решил провести серию опытов для определения относительных атомных масс большого числа тел по их плотности в газо- или парообразной форме. При этом он принял закон Авогадро, правда, сославшись при этом на работу Ампера. Дюма принял также и другое положение Авогадро о делимости молекул промежуточных веществ при их превращении в конечные продукты реакции (сославшись опять лишь на статью Ампера). [c.81]

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]

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]

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]

Атомно-молекулярное учение. Молекулы. Апю.иы. Закон постоянства состава вещества. Оп1носителы1ая атомная и относителы/ая молекулярная массы. Закон сохранения массы и его значение в хсшии. Моль. Молярная масса. Закон Авогадро и следствия из него. [c.88]

На конгрессе особенно большой успех имел доклад С. Канниццаро, горячо выступившего в защиту закона Авогадро и системы Hiepapa. Он ясно и убедительно изложил правильную систему определения молекулярных и атомных масс на основании измерений плотностей наров и состава соединений того или иного элемента. [c.185]

С. Канниццаро убедительно показал, что только установление еднной системы атомных масс дает возможность правильно выражать состав соединений и широко использовать уравнения химических реакций. Закон Авогадро помогает в определении правильных формул химических соедипепий. Он прочно утверждает в пауке ионятио о молекуле как об основной структурной единице между миром атомов и миром макроскопических тел. [c.186]

Канниццаро Станислао (1826—1910) — итальянский химпк, один из основателей атомно-молекулярной теории. Уточнил значения атомных масс не-(Которых элементов. Показал всеобщую применимость закона Авогадро для определения молекулярных масс в парообразном состоянии. Разграничил понятия атом , молекула , эквивалент . [c.15]

Газовые законы химии. При определении атомной массы элемента Дальтон исходил из понятия атомной массы и результатов химического анализа. Однако для установления правильных атомных масс элементов оказались недостаточными указанные исходные позиции Дальтона. Необходимо было атомистику Дальтона дополнить ясными представлениями о молекулах. На этом пути важную роль сыграли газовые законы и особенно закон объемных отношений Гей-Люссака и закон Авогадро. Экспериментальные исследования по изучению химических реакций между газообразными веществами привели Гей-Люссака к открытию закона объемных отношений (1808) при пеизмеппых те мпературе и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа. Так, при образовании хлорида водорода из простых веществ объемы реагирующих и получающихся газов относятся друг к другу как 1 1 2. А при синтезе воды из простых веществ это отношение равно 2 1 2. Эти пропорции небольших и целых чисел нельзя объяснить, исходя из атомистики Дальтона. Закон объемных отношений нашел объяснение в гипотезах Авогадро (1811) [c.11]

На основании закона Авогадро вычисляют состав молекул простых газов с учетом закона объемных отношений Гей-Люссака. Например, известно, что из одного объема хлора и одного объема водорода получаются два объема хлороводорода. Это значит, что в каждой молекуле водорода и хлора должно быть в два раза больше атомов Н(С1), чем в молекуле хлороводорода. Если допустить, что молекула хлороводорода отвечает формуле НС1, то молекулы хлора и водорода должны отвечать формулам Н2 и I2. Этот вывод подтверждается исследованиями спектров, теплоемкостей и пр. Также двухатомными оказались молекулы О2, N2, F2, Вгг, Ь- Молекулы благородных газов, паров многих металлов одно-атомны. Сундествуют и трехатомные (О3), и четырехатомные (Р4) молекулы. [c.10]

Основные положения атомно-молекулярного учения. М. В. Ломоносов как основоположник атомно-молекулярного учения. Атомный вес. Молекулярный вес. Грамм-атом, грамм-молекула. Закон сохранения массы веществ, открытый М. В. Ло.моносовым. Постоянство состава вещества. Объяснение основных законов химии с точки зрения атомномолекулярного учения. Закон Авогадро. Грамм-молекулярный объем газообразных веществ. [c.11]

На протяжении прошлого столетия закон Авогадро лежал в основе наиболее удовлетворительного и единственно надежного тогда способа определения атомных масс по эквивалентным массам элементов, увеличенным в то или иное число раз соответствующие обоснования этого метода рассмотрены в дальнейших разделах. Однако ценность этого закона продолжала оставаться неосознанной химиками в период 1811 — 1858 гг. Именно в эти годы Станислао Канниццаро (1826—1 0), итальянский химик, работавший в Женеве, показал, каким образом следует систематически применять этот закон, после чего сразу же неясность в отношении правильности атомных масс элементов и формул химических соединений исчезла. До 1858 г. многие химики принимали для воды формулу НО и считали, что атомная масса кислорода равна 8 с 1858 г. общепринятой для воды стала формула НгО . [c.91]

Эти осн. стехиометрич. законы X., а также открытый ранее закон сохранения массы получили теор. обоснование и стали основой далтлкчипнх количеств, исследований. Огромная заслуга в утверждении и распространении атомистич. теории принадлежит М. Берцелиусу, в работе к-рого (1814) содержатся данные об атомных весах 46 элементов и о составе ок. 2000 соединений. Четкое разграничение понятий атома й молекулы было дано А. Авогадро (1811), установившим закон, к-рый лег в основу определения мол. весов (см. Авагадро закон). Однако работа Авогадро долгое время не получала признания, что тормозило развитие осн. идей в области X. Лишь после убедительного доклада С. Канниццаро на первом междунар. съезде химиков в Карлсруэ (1860) атомные веса, определенные с помощью закона Авогадро, стали общепринятыми. [c.652]

В 40-х гг. 19 в. была создана т. н. унитарная система (О. Лоран, Ш. Жерар, Дюма), в основу к-рой, в противоположность дуалистич. системе, легло представление о молекуле как едином целом, образованном иэ атомов хим. элементов. Вместе с законом Авогадро эта система позволила разграничить понятия атом, молекула, эквивалент. Она окончательно утвердилась в X. после упомянутого выше конгресса в Карлсруэ и составила основу атомно-мол. учения. В 1853 Жерар изложил в законченном виде теорию типов, согласно к-рой все в-ва построены подобно немногим неорг. соед., или типам, и м. б. произведены от последних путем замещения атомов водорода атомами др. элементов илп радикалами. Осн. типами в-в Жерар предложил считать водород, воду, хлористый водород и аммиак в 1857 А. Кекуле добавил к ним метан. В 1852 Э. Франкланд ввел представ- [c.652]

Этапными для развития Н.х. явились работы Й. Берцелиуса, к-рый в 1814 опубликовал таблицу атомных масс. А. Авогадро и Ж. Гей-Люссак открьши газовые законы, П< Дюлонг и А. Пти нашли правило, связывающее теплоемкость с числом атомов в соединении, Г.И. Гесс-закои постоянства кол-ва теплоты (см. Гесса закон). Возникла атомно-мол. теория. [c.211]

От определения молекулярных весов газов остается всего один шаг до установления атомных весов элементов. Если найдены молекулярные веса ряда газообразных соединений, в состав которых входит один и тот же элемент, то чаще всего оказывается, что в одном из соединений этого ряда молекулы содержат только по одному атому данного элемента. Например, в ряду водородсодержащих соединений HjO, СНф НС1, NH3 и jHf, наименьший вес водорода в одном моле вещества равен 1 г, в других соединениях этого ряда вес водорода в одном моле вещества выражается целыми числами, кратными 1. Правда, в наше время при установлении атомных весов элементов химики могут воспользоваться несколькими различными методами, напргимер масс-спектрометрией или дифракцией рентгеновских лучей. Однако следует лишь поражаться тому, что еще 100 лет назад химики сумели установить с помощью закона Авогадро вполне согласованные значения атомных весов всех известных в то время элементов, которые в наше время подвергаются только уточнениям, но не принципиальному пересмотру. [c.165]

Научные работы относятся к различным областям физики и химии. В 1811 заложил основы молекулярной теории, обобщил накопленный к тому времени экспериментальный материал о составе веществ и привел в единую систему противоречащие друг другу опытные данные Ж. Л. Гей-Люсса-ка и основные положения атомистики Дж. Дальтона, отвергнув часть последних. Открыл (1811) закон, согласно которому в одинаковых объемах газов при одинаковых температурах и давлениях содержится одинаковое количество молекул (закон Авогадро). Именем Авогадро названа универсальная постоянная — число молекул в 1 моле идеального газа. Создал (1811) метод определения молекулярных масс, посредством которого по экспериментальным данным других исследователей первым правильно вычислил (1811—1820) атомные массы кислорода, углерода, азота, хлора и ряда других элементов. Установил количественный атомный состав молекул многих веществ (в частности, воды, водорода, кислорода, азота, аммиака, оксидов азота, хлора, фосфора, мышьяка, сурьмы), для которых он ранее был определен неправильно. [c.10]

В 1851 г. правительство Пьемонта (государства в северной Италии, родины Авогадро) пригласило Канниццаро профессором химии в технический институт маленького городка. Алессандрии. Проработав там около 5 лет, он пepeшeJl в Генуэзский университет. В это время, готовясь к лекциям и изучая теоретические положения химии, Канниццаро увидел слабые стороны атомно-молекулярного учения. Ознакомившись с его историей и современным состоянием, он пришел к выводу, что закон Авогадро применим для определения молекулярных масс многих простых и сложных веществ. Но при установлении атомных масс металлов (на основании закона Дюлонга и Пти) необходимо учитывать результаты более [c.85]