Авогадро закон константа

Историческое значение этого уравнения заключается в том, что с его помощью впервые в истории науки была найдена численная величина важнейшей константы молекулярно-кинетической теории — ела Авогадро. В своих классических опытах с суспензией частиц гуммигута с известным г Перрен путем подсчета под микроскопом числа частиц на двух различных уровнях вычислил по уравнению (П1. 17) значение N = 6,7 10 , весьма близкое к современному. Это согласие с другими независимыми методами показывает вновь, что для коллоидных систем справедливы законы молекулярно-кинетической теории. [c.35]

Законы Фарадея утвердили представление об атомистической природе электричества. Эти представления легли в основу расчета важнейшей константы — числа Авогадро. Связь между числом Фарадея F, числом Авогадро и зарядом электрона е [c.208]

Законы Фарадея утвердили представление об атомистической природе электричества. Эти представления. легки в основу расчета важнейшей константы — постоянной Авогадро. Связь меладу постоянной Фарадея F, Авогадро Л А и зарядом электрона е следует из соотношения [c.256]

Объяснение закона Авогадро заключается, таким образом, в том, что законы идеальных газов не содержат величин, зависящих от качественных различий молекул. Проверка постоянства константы No этого закона методами кинетической теории служит одновременно и проверкой выводов из кинетической теории. [c.128]

Для определения атомных весов теперь уже достаточно было установить удельную теплоемкость элемента, ибо, исходя из нее и константы 6,25 (равной произведению удельной теплоемкости на атомный вес), можно найти атомный вес для этого достаточно разделить значения постоянной на удельную теплоемкость элемента. Дюлонг и Пти проверили заков на 12 металлах и сере. Позже они обнаружили, что удельные теплоемкости повышаются с температурой. Последуюпще работы Авогадро и особенно Реньо со всей наглядностью показали важность этого закона исключения из него (например, в случае бора, углерода и кремния) смогли получить объяснение только в более позднее время благодаря работам HepH ia, [c.191]

Согласно закону Авогадро, в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число частиц. Однако сам Авогадро не имел еще возможности рассчитать число частиц газа в единице объема. На основе кинетической теории газов такой расчет оказался возможным. В 1865 г. И. Лошмидт нашел, что один кубический сантимето газа ной стандартных условиях содержит 2,6870-10 молекул (число Лошмидта, уточненное в результате дальнейших определений). Эквивалентное ему число частиц любого газа в одном моле нри нормальных условиях равно, как известно. 6,048-10 . Эта константа названа числом Авогадро. [c.406]

Поведение газов определяется уравнением состояния pv = RT, которое является общим выражением теоремы Авогадро и законов Бойпя-Мариотта и Гей-Люссака v обозначает объем в см , занимаемый 1 грамм-молекулой газа при давлении р, выраженном в граммах (на 1 см поверхности) Т—абсолютную температуру и R — константу. Выражение [c.51]

Кинетика реакций на однородной поверхности. Аналогом закона действующих масс выступает здесь закон действующих поверхностей, согласно которому скорость реакции пропорциональна двухмерной (поверхностной) концентрации реагентов (т], моль/м ). Если на единице поверхностЦ имеется п активных центров, каждый из которых способен сорбировать одну молекулу или частицу, то делением на число Авогадро получим максимальную сорбционную способность единицы поверхности л/Ы. Однако адсорбированным веществом занята лишь часть поверхности (или ее активных центров) в,-, откуда поверхностная концентрация вещества равна т)/ = 6,(п/Л/ ). Тогда, например, для мономолекулярной реакции получим Г5==Й5(п/Ы)0,- здесь г и кз — скорость реакции и ее константа, отнесенные к единице поверхности катализатора. Поверхность катализатора часто неизвестна, и удобнее относить скорость реакции и ее кoн тaнfy к единице массы катализатора, что дает выражение r=ksSyд,дin/N (здесь 5уд — действующая при катализе удельная поверхность катализатора). В последнем уравнении при постоянном числе и равнодоступности всех активных центров и по- [c.290]

Сила двухосновных этиленовых кислот в значительной степени зависит от конфигурации. Это следствие закона Бьеррума [17], который можно записать в форме р/Сг— рК 1= 0,60 + 2,3 Ы-е /кТВг, где р/(1 и р/Са относятся к первой и второй константам диссоциации двухосновной кислоты е — заряд электрона N — число Авогадро R — газовая постоянная Т — абсолютная температура О—диэлектрическая проницаемость /- — расстояние между зарядами в дианионе. Если это расстояние велико, то значение р/(2— Р 1 приближается к 0,60 (=log 4) т. е. К1/К2 становится равным 4, что является простым статистическим отношением, учитывающим, что имеется только один способ образования дикислоты или дианиона, но два способа получения промежуточного моноаниона. Б действительности отношение /С1//С2 всегда больше 4, так как обе карбоксильные группы довольно тесно связаны друг с другом и электростатическое влияние диполя одной группы С = О облегчает уход первого протона от другой карбоксильной группы, увеличивая K , в то же время электростатическое влияние СОО -группы в моноанионе препятствует отрыву второго протона, уменьшая тем самым К2- Так как эти электростатические эффекты тем больше, чем ближе расположены обе карбоксильные группы (это лишь качественная формулировка закона Бьеррума), то в случае г с-дикарбоновой кислоты К1 обычно больше, а К2 меньше и отношение К1/К2 значительно больше, чем у транс-изомера. Весьма наглядный пример — малеиновая и фумаровая кислоты. Для малеиновой кислоты (цис) К = 1,3-10" и /Сг= 3,2 10" К 1К2 40 ООО. Для фумаровой кислоты (транс) К1= 1,0-10-3 3,2 10- Кх/К2= 32. [c.318]

Еще древнегреческими философами Левкиппом, Демокритом, Эпикуром и др. в чисто умозрительной форме развивалось атомистическое учение, согласно которому вещество состоит из мельчайших неделимых частиц-атомов. Оно получило значительное развитие в трудах М. В. Ломоносова (1741), впервые указавшего на различие между атомами и состоящими из них молекулами. Ломоносов считал, что молекулы представляют собой мельчайшие частицы данного вещества, имеющие тот же атомный состав, что и вещество в целом. Эти идеи были подтверждены в работах Дальтона (1803), установившего закон простых кратных отношений и понятие химического эквивалента, а также в работах Авогадро (1811), которым было показано, что равные объемы всех газов при одинаковой температуре и давлении содержат одинаковое число молекул. Закон Авогадро открыл путь к определению относительных атомных весов элементов и молекулярных весов соединений. Вытекающее из него постоянство числа атомов в грамм-атоме и равного ему числа молекул в грамм-молекуле открыло также возможность определения массы каждого атома и молекулы. Это число называется числом Авогадро. Оно представляет собой фундаментальную физико-химическую константу. На основании измерений различными метода-AJH установлено, что число Авогадро равно [c.6]

Дж/(моль К) (Л А — постоянная Авогадро, — константа Больпмана). Это значение соответствует закону Дюлонга и Пти. [c.95]

Закон Авогафо. Константа С в уравнении (16) может быть определена для любого количества того или иного газа. Но ее универсальное значение для одного моля идеального газа можно определить только на основании закона Авогадро. В 1811 г. Авогадро высказал предположение, что одинаковые объемы различных газов, взятые при одинаковых температуре и давлении, содержат равные количества молекул. Однако до 1860 г. ван -ность этого закона для определения молекулярных весов (в отличие от атомных весов) не была ясна. Если одинаковые объемы газов содержат при одинаковых температуре и давлении равное число молекул, то относительные веса молекул могут быть найдены просто путем взвешивания этих объемов. Можно ожидать, что константа в уравнении (16) действительно является универсальной константой при условии, что рассматривается некоторое постоянное число молекул газа. Молем вещества называется количество граммов этого вещества, численно равное его молекулярному весу. [c.23]