Чис.ю Авогадро массовое

При решении задач, связанных с расчетами по химическим формулам и уравнениям, используется понятие о количестве вещества, а не метод составления пропорций, который подробно рассматривается во многих других задачниках. В задачнике дано четкое представление о таких понятиях, как "моль", "относительная атомная масса", "относительная молекулярная масса", "молярная масса", "молярный объем", "постоянная Авогадро", "массовая доля". По ним в учебной литературе имеется наибольшее число устаревших и ошибочных объяснений, часто используются не применяемые ныне обозначения и единицы физических величин. В книге использованы единицы СИ и некоторые допустимые внесистемные единицы (литр, тонна и др.). [c.3]

Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. В соответствии с этим, расчеты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в химических реакциях называются стехиометрическими расчетами. В основе их лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а также газовые законы — объемных отношений и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии. [c.27]

СТЕХИОМЕТРИЯ — учение о количественных соотношениях (массовые и объемные) между реагирующими веществами, вывод химических формул, установление уравнений химических реакций и т. д. С. основана на законах Авогадро, Гей-Люссака, кратных отношений и др. [c.239]

Так как простейшие формулы точно отображают относительное содержание отдельных элементов в частице рассматриваемого вещества, использование их вместо истинных никаких ошибок в массовые химические расчеты внести не может. Однако при гораздо реже встречающихся объемных расчетах правильное применение закона Авогадро и уравнения Клапейрона — Менделеева возможно лишь на основе истинных формул. Именно поэтому для газообразных веществ и применяют только истинные формулы (На, Оа и т. д.). [c.31]

Газовые смеси (как и смеси жидкостей и паров) характеризуются массовыми или молярными концентрациями компонентов. Объемный состав газовой смеси примерно совпадает с молярным, т. к. объемы 1 кмоля идеальных газов при одинаковых физических условиях по закону Авогадро имеют одно и то же значение, в частности при 273 К и 0,1013 МПа —22,41 м1 [c.158]

Стехиометрией называют раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами. В основе стехиометрических расчетов лежат законы сохранения массы, постоянства состава, эквивалентов, простых объемных отношений и закон Авогадро. Эти законы называют основными законами стехиометрии. [c.28]

С другой стороны, если весовое содержание радиоактивного элемента в препарате равно граммам, его массовое число (атомный вес) равно Л и постоянная Авогадро Л"о = 6,023-102 , то, очевидно, N = gN(, Л, Исключая N из обоих выражений, находим [c.153]

Концентрация растворенного вещества N связана с массовой концентрацией соотношением N = N M, где М — молекулярная масса, а — число Авогадро. Используя это соотношение, можно написать для поляризуемости [с учетом уравнений (14.73) н (14.74)] [c.447]

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]

Здесь 71, Пг, — число всех частиц и частиц г-го сорта в единице объема ТУ, N1 — число их молей в единице объема К — универсальная газовая постоянная — число частиц в моле или число Авогадро тг, Сг,,рг — молбкулярная масса, массовая концентрация и плотность г-го компонента. [c.19]

Здесь Т)/2 — максимальный измеримый период полураспада ядра по безнейтринной моде, Л о число ядер 2 -излучающего изотопа, е — эффективность регистрирующей аппаратуры, i — время наблюдения, Мь — спектральная плотность фона в области ожидаемой суммарной энергии электронов, АЕ — энергетическое разрешение детектора, — суммарная масса вещества источника, с — концентрация в нём распадающегося изотопа, /i — массовое число изотопа, А — число Авогадро. [c.39]

Определить молекулярные веса элементов в газообразном состоянии можно на основании законов Канниццаро и Авогадро. Хотя мы основываемся на весовой шкале, в которой за стандарт принят вес одного из изотопов углерода (2 = 6, Л = 6, /1 = 12, который принят равным в точ1 ости 12 массовым единицам), при использовании закона Авогадро удобнее взять в качестве стандарта газообразный кислород. Масс-спектры двуокиси углерода и кислорода наглядно показывают, что средний атомный вес кислорода в шкале, основанной на стандарте С, очень близок к 16 (точное значение 15,9994), а также что молекула газообразного кислорода состоит из двух атомов, т. е. имеет формулу О2. Используя в качестве стандарта газообразный элементарный кислород (масса 31,9988), можно очень просто определять молекулярные веса любых газов для этого достаточно определить относительные веса образца неизвестного газа и кислорода при одинаковых температуре и давлении. Полученные данные позволяют установить на основании закона. Авогадро отношение средних молекулярных весов исследуемого [c.192]