Авогадро эквивалентов

Авогадро 48 Фарадея 247 Эквивалент [c.395]

Произведение постоянной Авогадро N на заряд электрона е, т. е. суммарный заряд одного эквивалента ионов, называется числом Фарадея и обозначается символом F. Введя F в уравнение (VI.4.8), получим [c.173]

В данной работе определяется атомная масса элемента, который, реагируя с раствором кислоты или щелочи, выделяет водород, т. е. на основе представления о мольной массе эквивалента. Напомним, что атомная масса элемента — это число, показывающее во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 массы атома самого легкого изотопа углерода, Численно масса одного атома равна 1,9926786- 10-23 г. Пользоваться подобными единицами массы неудобно, поэтому атомную массу выражают массой 1 моль вещества. Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных образований (атомов, ионов, молекул), сколько содержится атомов в 12 г (точно) изотопа углерода С. Принято считать, что это число атомов равно значению числа Авогадро [c.107]

Электрохимическим методом определяется масса элемента, которая выделяется при электролизе его соли. Мольная масса эквивалента элемента рассчитывается по закону Фарадея при прохождении через раствор электролита 96500 Кл (кулонов) электричества (1 Кл=1 А-1 с), т. е. числа Авогадро электронов, на электроде выделяется одна мольная масса эквивалента. Так, 96500 Кл выделяют из раствора соли железа (III) 55,84 3=18,61 г железа, а из раствора соли железа (II) 55,84 2=27,92 г железа. [c.109]

Для реакций веществ, находяш ихся в газовом состоянии и дающих газообразные продукты, действителен не только закон эквивалентов, определяющий отношения масс реагентов, но и закон объемных отношений Гей-Люссака, определяющий отношения объемов реагирующих и получающихся газов объемы вступающих в реакцию газов и газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как небольшие целые числа (при неизменных температуре и давлении). Этот экспериментально подтвержденный факт противоречит учению Дальтона о том, что эле-.ментарные вещества состоят непосредственно из атомов. В 1811 г. Амедео Авогадро и сформулировал закон, согласно которому равные объемы газов при одинаковых температуре и давлении содержат одинаковое число молекул, считая одновременно, что молекулы элементарных веществ в газовом состоянии содержат по два атома. [c.11]

При превращении одного грамм-эквивалента вещества на электроде через него проходит 96 484, или округленно 96 500 Кл (А-с), или один фарадей электричества. Число Фарадея можно рассчитать исходя из того, что один грамм-эквивалент вещества несет 6,023-10 элементарных зарядов (число Авогадро), а элементарный заряд равен 1,602-10-1 Кл. Отсюда / = 6,0220-10 X 1,602-= = 96 484 или 96 500 Кл. [c.184]

Стехиометрия основывается на стехиометрических законах сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. [c.10]

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]

Грамм-эквиваленты всех элементов содержат одинаковое число эквивалентов 1 г-экв = 6-10 эквивалентов, где 6-10 = Л д — число Авогадро, [c.7]

Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы сохранения массы веществ, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. Здесь рассматриваются только следующие четыре закона. [c.9]

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]

В 1881 г. Г. Гельмгольц впервые высказал предположение о существовании атомов электричества — электронов. Г. Гельмгольц рассмотрел молекулярный смысл числа Фарадея. Если разделить соответствующий этому числу заряд грамм-эквивалента на число Авогадро, то должен получиться наименьший заряд одного иона. Так, Г. Гельмгольц впервые оценил заряд электрона. В течение нескольких Десятков лет физики изучали свойства элементарных зарядов. [c.540]

Применение законов Фарадея для количественных расчетов при электролизе. Количество выделившегося или разложившегося при электролизе вещества (М) пропорционально силе тока (/), времени прохождения тока через электролит (т), химическому эквиваленту вещества (5) и обратно пропорционально Р — произведению заряда электрона на число Авогадро [c.213]

Теперь стало возможным определить важнейшую физическую константу — число Авогадро показывающее, сколько элементарных зарядов содержится в одном эквиваленте электричества [c.68]

После этого число Авогадро определялось десятками различных методов, и всегда эти определения совпадали с точностью, доступной каждому из методов. По закону Фарадея эквиваленту электричества всегда соответствует эквивалент вещества, поэтому можно было сделать вывод, что грамм-эквивалент, грамм-атом и грамм-моль также содержат количество элементарных частиц, равное число Авогадро. Так появилось понятие моль вещества, т. е. количество вещества, содержащее число Авогадро структурных единиц. [c.68]

N —число эквивалентов. jV—число Авогадро. [c.10]

Эквивалентное количество вещества, равное 1 моль, содержит число эквивалентов данного вещества, равное числу Авогадро (6,02-10 ). Эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы (вторая формулировка закона эквивалентов). [c.44]

Из определения моля следует, что в 1 л 1 н. раствора содержится число эквивалентов вещества, равное числу Авогадро. [c.55]

Грамм-эквивалентом является число граммов вещества — элемента или соединения, — которое либо поставляет один моль электронов, либо соединяется с одним молем электронов в окислительно-восстановительной реакции. (Один моль электронов — это число Авогадро для электронов.) [c.193]

Таков заряд, несомый одним грамм-эквивалентом ионов любого вида. Умножив это число на 2 (число элементарных зарядов нона), получим количество электричества, которое несет 1 г-ион. Разделив число Фарадея на число Авогадро, получим заряд одного одновалентного иона, равный заряду электрона [c.387]

В конце XVIП и начале XIX века учеными были определены относительные весовые количества, в которых соединяются между собой различные элементы в результате было установлено понятие химического эквивалента и определены относительные веса атомов различных элементов. В развитии этих понятий большая роль принадлежит работам Дальтона. Эти работы дали возможность характеризовать количественный состав веществ их атомным составом и химическими формулами. В начале XIX века атомистические представления получили уже широкое признание. Однако существование молекул, несмотря на работы Авогадро (1810) и Ампера (1814), получило широкое признание только в 1860 г., когда Международный съезд химиков принял по докладу Канниццаро решение различать понятия атома и молекулы. [c.25]

Закон Авогадро и следствия из него. Для реакций веществ, находящихся в газовом состоянии и дающих газообразные продукты, действителен не только закон эквивалентов, определяющий отношения масс реагентов, но и закон объемных отношений Гей-Люссака, определяющий отношения объемов реагирующих и получающихся газов объемы вступающих в реакцию газов и газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как небольшие целые нисла (при неизменных температуре и давлении). В 1811 г. Амедео Авогадро сформулировал закон, согласно которому [c.15]

Из этого закогга следует, что электрохимические эквиваленты веществ пропорциональны их химическим эквивалентам и что для выделения иа электроде одного химического эквивалеггга Eeuio r-ва необходимо затратить одно и то же количество электричества. Это постоянное, ие зависящее ни от каких условий количество электричества составляет 96 485 Кл и называется постоянной Фарадея. Так как для выделения одного эквивалента вещества требуется число электронов, равное постоянной Авогадро, то очевидно, что постоянная Фарадея (F) равна произведению постоянной Авогадро иа заряд электрона [c.209]

Если электролит 1,1-валентный и в 1 дм (1 л) раствора содержится одна молярная масса эквивалента вещества, то суммарный заряд ионов, содержапшхся в 1 дм раствора, равен Л/д , где N — концентрация ионов (постоянная Авогадро), а е—заряд одного иона, равный заряду электрона. Если электролит 2,2-валентный, то заряд иона равен 2е, концентрация ионов Л/д/2, а суммарный заряд ионов N/,e. Таким образом, для любого раствора суммарный заряд ионов равен Nf e. Если в I дм содержится с молярных масс эквивалента, а степень диссоциации вещества а, то суммарный заряд ионов в 1 м саЛ дб-Ю . В электрическом поле катионы движутся к катоду, а анионы — к аноду. Если абсолютная скорость движения катиона и , а абсолютная скорость движения аниона д, то величины тока, создаваемые катионами и анионами соответственно, равны [c.141]

Законы стехиометрии — основные законы химии. К ним относятся закон постоянства состава, кратных отношений, эквивалентов, газовые законы—-закон объемных отношений Гей-Люс-сака и закон А. Авогадро. Они лежат в основе стехиометрических рсижпюв — расчетов количественных соотношений между элементами в соединениях и между веществами в химических реакциях. [c.17]

Для веществ в газовом состоянии действителен не только закон эквивалентов, но и законы Авогадро, Гей-Люссака, Бойля —Ма-риотта. [c.26]

Действительно, ссу ласно закону Фарадея, для выделения одного грамм-эквивалента веи ества при электролизе необходимо пропустить через раствор один фарадей электричества, равный 96 485 Кл. В частности, такое количество электричества необходимо для того, чтобы из соляной кислоты выделить 1,008 г водорода и 35Л53 г хлора. Поскольку при электролизе pa TBopaiH l происходит разряд ионов Н+ и С1", каждый из которых несет заряд, равный по величине заряду электрона, то очевидно, что деление фарадея электричества на величину заряда электрона покажет, сколько атомов содержится в 35,453 г хлора, или в 1,0()8. г водорода, или вообще в грамм-атоме любого элемента, т. е. даст число Авогадро следовательно, [c.8]

Важным этапом, способствовавшим выработке единых взглядов на многие важнейшие вопросы химии, была международная встреча химиков в Карлсруэ в 1860 г. Химики собрались для того, чтобы прийти к единому мнению по главным спорным вопросам химии точное определение понятий атома, молекулы, эквивалента, атомности, основности определение истинного эквивалента тел и их формул установление одинакового обозначения и рациональной номенклатуры. Получила наконец признание гипотеза А. Авогадро, создавшая основу для определения правильных атомных и молекулярных масс, эквивалентов. В результате вступили в свои права старые атомные массь Я. Берцелиуса и был наведен некоторый порядок в написании формул органических соединений, хотя бы в отношении их состава. Благодаря работам Э. Франкланда в области металлоорганических соединений возникло ученее о постоянном валентности элементов, о присуш,ей им способности постоянно удовлетворять свое сродство путем сочетания со строго определенными весовыми количествами других элементов. [c.13]

Широкое признание закона Авогадро началось после Меяедуна-родного конгресса химиков, собравшегося в Карлсруэ в 1860 г. Основная цель конгресса состояла в том, чтобы решить запутан-пые вопросы о точном определении таких важных понятий химии, как атом , молекула , эквивалент , и установить единую химическую символику. Основной замысел инициаторов конгресса сформулировал в своем вступительном слове К. Beльтцин Мы собрались для определенной цели — для того, чтобы сделать попытку подготовить соглашение по некоторым пунктам, важным для нашей прекрасной науки. При чрезвычайно быстром развитии химии, особенно накоплении массы фактического материала, расхождение между теоретическими взглядами исследователей и выражениями их в словах и символах становится столь большим, что оно затрудняет взаимное понимание и особенно невыгодно для преподавания. Учитывая важность химии для остальных наук, ее необходимость для техники, представляется в высшей степени желательным и необходимым придать ей точную форму, позволившую бы изучить ее как науку в относительно короткие сроки [c.185]

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]

Из электрохимических исследований В. В. Петрова (1804), Дэви (1807), обоби енных законами электролиза Фарадея (1830—1834), стало очевидным, что атомы могут нести положительный или отрицательный заряд, поскольку они выделяются на катоде или на аноде электролизера. Из корпускулярности вещества соответственно вытекала корпускулярность электрического заряда, и в 1870 г. Стони пытался определить величину единичного заряда, связанного с одним одновалентным атомом и названного им электроном. Ему удалось определить лишь заряд, отнесенный к одному эквиваленту 1/ = 96 500 кулонов, так как в то время не была известна постоянная Авогадро, определенная позднее (1908—1910). [c.26]

Число разрядившихся ионов и образовавшихся атомов серебра будет равно числу электронов, поступивших с катода. Так как серебро одновалентно, то грамм-эквивалент его равен грамм-атомной массе Э = А. Количество атомов серебра здесь равно числу Авогадро Л/о, т. е. 6,025 1023. Заряд одного электрона равен 1,602к. [c.316]

Аналитическая химия как научная дисциплина сложилась, по-видимому, на рубеже XVIII и XIX столетий, явившись, по существу, важнейшей экспериментальной базой для установления основных законов химии — закона эквивалентов (1792—1802) Рихтера, закона кратных отношений (1802—1808) Дальтона, закона постоянства состава (1799—1806) Пруста, закона Авогадро (1811) и ряда других законов. Сам факт установления этих законов стал возможным только тогда, когда химики-экспериментаторы научились получать индивидуальные соединения определенной степени чистоты и довольно точно анализировать их содержание. [c.7]

С (с ра,зл.), 102 С/ЗО мм рт. ст. 0,9877, и 1,4048 раств. в воде, ацетоне f l, 76,7 С. Получ. из СН3СНО и нек. Примен. в произ-ве а-аланина, молочной к-ты и ее эфиров. По токсичности близок к ацетонциангидрину. МОЛЬ, количество в-ва, содержащее столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в 0,012 кг С. Структурные элементы м. б. атомами, молекулами, ионами, электронами и др. частицами, в т. ч. условными (напр., /з молекулы КМп04— эквивалент КМПО4 при окнсл.-восстановит. титровании в кислых р-рах). Число атомов в 1 моле 2С равно числу Авогадро (6,022045 0,000031)-такое же число молекул и ионов содержится соотв. в 1 моле [c.351]

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]

СТЕХИОМЕТРИЯ (от греч. stoi heion-основа, элемент и metreo-измеряю), учение о соотношениях-массовых или объемных реагирующих в-в. В основе С. лежат законы сохранения массы, эквивалентов (см. Эквивалент химический), Авогадро, Гей-Люссака, постоянства состава, кратных отношений. Все законы С. обусловлены атомно-мол. строением в-ва. Соотношения, к-рых, согласно законам С., вступают в р-цию в-ва, наз. стехиометрическими, также наз. соответствующие этим законам соединения, В-ва, для к-рых наблюдаются отклонения от законов С., наз. нестехио-метрическими (см. Нестехиометрия). Отклонения от законов С. наблюдаются для конденсир. фаз и связаны с образованием твердьк р-ров (для кристаллич. в-в), с растворением в жидкости избытка компонента р-ции или термич. диссоциацией образующегося соединения (в жидкой фазе, в расплаве). Законы С. используют в расчетах, связанных с ф-лами в-в и нахождением теоретически возможного выхода продуктов р-ции. [c.437]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология