Avogadrův zákon

The Avogadro zákon , a to i Avogadrovo zákon , Avogadrosches princip nebo sada Avogadro je historická od Amedeo Avogadro 1811 -positioned zákon , podle níž všechny plyny při stejné teplotě a tlaku ve stejném objemu stejného počtu částic ( atomů s vzácné plyny a kovy nebo molekuly v polyatomických plynech). Průměrná vzdálenost mezi částicemi ve vztahu k rozsahu jejich interakcí musí být tak velká, aby byla interakce zanedbatelná. V tomto případě se mluví o ideálním plynu . Pokud interakce nejsou zanedbatelné, získá se skutečný plyn .

Avogadro odvodil tento zákon z právních vztahů, které našel Gay-Lussac o sloučeninách plynných látek. Rozlišoval mezi atomy a molekulami a také zdůraznil, že když prvky přecházejí do plynného stavu, často se rozpouštějí pouze v molekuly, které stále sestávají z několika jednotlivých atomů, nikoli však z atomů.

Různé formulace

Plyny se skládají z molekul nebo atomů. Když jsou atomy a molekuly seskupeny jako „nejmenší částice“, platí následující:

• "Stejné objemy všech plynů obsahují stejný počet drobných částic při stejné teplotě a tlaku ."

• " Molární plynová konstanta má pro všechny plyny stejnou hodnotu."

Z plynových zákonů Gay-Lussac a Boyle-Mariotte vyplývá pro homogenní plyn, tj. Pro typ plynu, pro který je teplota a tlak všude v objemu stejné:

${\ Displaystyle {\ frac {p_ {1} \ cdot V_ {1}} {T_ {1} \ cdot n_ {1}}} = {\ frac {p_ {2} \ cdot V_ {2}} {T_ { 2} \ cdot n_ {2}}} = {\ text {konst.}}}$

Sada Avogadro nyní uvádí, že tato konstanta předpokládá stejnou hodnotu pro všechny plyny, to je univerzální nebo univerzální plynová konstanta R . To nelze považovat za samozřejmost, protože to znamená:

• „Stejný počet částic ve dvou různých plynech vždy vyvíjí stejný tlak při stejné teplotě a je uzavřen ve stejném objemu“

Různé plyny mají také různé velké molární hmotnosti , což znamená, že částice se liší hmotností. Těžší částice se při stejné teplotě pohybují pomaleji, takže jejich rychlost je nižší. Očekává se proto, že počet srážek na jednotku plochy je u těžších molekul menší než u stěny nádoby, ale také to znamená, že přenášená událost nárazového impulsu je odpovídajícím způsobem větší. Tlak vyplývající z nárazu je stejný, to znamená, že různé vlivy se navzájem vyrovnávají.

Z toho vyplývá, že plynová rovnice

${\ Displaystyle p \ times V = n \ times R \ times T}$

platí pro všechny dostatečně zředěné plyny. Jedná se o obecnou plynovou rovnici, která platí zejména bez ohledu na molekulární nebo molární hmotnost, a je tedy na látce nezávislá .

použití

Z Avogadrova zákona nepřímo vyplývá, že hustota různých plynů při stejném tlaku a teplotě je úměrná molární hmotnosti. To platí také pro molekuly stejného plynu, které se skládají z různých izotopů prvků. Tato skutečnost platí pro obohacování uranu .

Další důležitou aplikací zákona je stanovení molekulárních nebo molárních hmot (často nesprávně označovaných jako „molekulové hmotnosti“) vážením známého objemu plynu.

význam

Historický význam a nové znalosti

Na konci 18. století umožnilo přesnější vážení určit hustotu plynů. S objevem elektrolýzy mohla být voda přeměněna na dva druhy plynu: kyslík a vodík .

Podle Lavoisiera jsou všechny chemické látky tvořeny elementárními látkami, prvky. Kovy v té době známé jako stříbro, měď, olovo a cín byly Lavoisierem klasifikovány jako prvky. Tyto prvky byly schopny vstoupit do kyslíkatých sloučenin s plynem ve vzduchu a vytvořit sloučené látky, jako je oxid olovnatý, oxid cínu nebo oxid mědi.

Které látky byly prvky a které látky byly složenými látkami? Chemici se těmito otázkami zabývali v následujících letech. Plyny byly klíčem k určení prvků.

Protože se kyslík a vodík liší od vodní páry, musela být voda, která byla vytvořena z kyslíku a vodíku při výbuchu oxyhydrogenu, složenou látkou.

Avogadro odvodil tento zákon ze zákonných vztahů, které našel Gay-Lussac o spojení mezi plynnými těly. Avogadro nyní zavedl zákon, že stejný počet plynných částic je přítomen ve stejném objemu při stejném tlaku a teplotě. Používal termíny molécules élémentaires (atomy) a molécules intégrantes (molekuly). Zákon také platil pro kompozitní plyn. Avogadro předpokládal, že prvky jsou také složeny. Každá molekula prvku v plynné fázi by měla sestávat ze dvou atomů prvku.

Pojednání André-Marie Ampère se objevilo tři roky po Avogadrově publikaci . V té době používal Ampère pro molekuly termín částice. Ampère však měl na částice odlišné názory za předpokladu, že by měly sestávat alespoň z osmi atomů. V roce 1833 Marc Antoine Gaudin opravil Ampérovu atomovou teorii a stejně jako Avogadro převzal dva atomy elementárního plynu. U jiných látek, jako je rtuť, postuloval monatomické částice v plynné fázi, pro síru předpokládal šest atomů v plynné fázi. Vzhledem k tomu, že teorie o molekulách v plynné fázi byly poměrně složité, byly brzy zapomenuty a většina chemiků kolem roku 1845 neznala myšlenky Avogadra.

Jean Baptiste Dumas použil hustotu par ke stanovení atomové hmotnosti velkého počtu látek. Charles Frédéric Gerhardt z parotěsných formulí formuloval vzorce pro chlorovodík , vodu, čpavek a oxid uhličitý. Porovnal stanovené atomové hmotnosti s atomovými hmotnostmi Berzelius a poté našel rozdíly. Gerhardt spojil atomovou hmotnost s vodíkem . Berzelius použil kyslík jako referenční bod s . Aby vysvětlil odchylky atomových hmot, Gerhardt předpokládal, že organická molekula potřebuje v plynné fázi dvě objemové části. ${\ displaystyle H = 1}$${\ displaystyle O = 100}$

Pouze Stanislao Cannizzaro znovu objevil dílo Avogadra. Bylo důležité si uvědomit, že určité molekuly plynu se mohou přeměnit na prvky při vyšších teplotách a tím zfalšovat měření. Správnou interpretací molekul v plynné fázi se podařilo určit určením hustoty par diethyl zinku , kterou poprvé představil Edward Frankland . Došel k závěru, že vodík v plynném stavu nesmí být přítomen jako atomový plyn, ale jako molekula H ₂ . Ostatní plyny, jako je kyslík a dusík, také musely být v molekulární a ne v atomové formě. Rovněž dospěl k závěru, že atomová hmotnost kovů musí být dvakrát vyšší, než bylo dříve uvedeno.

Díky zjištěním Cannizzara bylo možné následně určit molekulové hmotnosti mnoha těkavých organických látek, takže se podstatně zlepšilo objasnění struktury látek.

Avogadrovy názory se objevily až po téměř půl století poté, co byly poprvé formulovány. Protože molární hmotnosti mají zásadní význam, tento zákon poskytl bezpečný základ pro další expanzi chemie. Avogadrův zákon měl proto velký význam, zejména pro chemii obecně. Je ale také důležitý pro fyziku, zejména pro teorii kinetického plynu , kterou dále rozvinul James Clerk Maxwell .

Dnešní význam

V dnešní době se molární hmotnosti určují téměř výhradně pomocí hmotnostního spektrometru , takže zákon se dnes pro tento účel již nepoužívá. Má ale didaktickou hodnotu a je v tepelné rovnici stavu ideálních plynů

${\ Displaystyle p \ times V = n \ times R_ {m} \ times T}$

- byť skryté - zahrnuto (zde ve formě obecné plynové rovnice).

Literární zdroje

1. ↑ Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro: Essai d'une manière de déterminer les masses príbuzní des molécules élémentaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans les combinaisons . In: Journal de physique, de chimie, d'histoire naturelle et des arts . páska 73 , 1811, s. 58–76 ( digitalizováno ve vyhledávání knih Google). 
2. ^ André-Marie Ampère: Lettre de M. Ampère à M. Le Comte Berthollet sur la stanovení des podíly dans les Lesquelles sbor se spojí d'après le Nombre et la dispozice, respektive des molekuly Nenechte les strany se intégrantes sont composées . In: Annales de chimie . páska 90 , 1814, ISSN  0365-1444 , s. 43–86 ( digitalizováno jako PDF ). 
3. ↑ AM Gaudin: Recherches sur la Structure intime des Corps anorganiques définis, et Considérations générales sur le role que jouent leurs dernières particules dans les principaux phénomenès de la nature, tels que la Conductibility of l'élctricite et de la chaleur, le magnétme refrakce (jednoduchá nebo dvojitá) a la polansation de la lumière . In: Annales de chimie et de physique . páska 52 , 1833, ISSN  0365-1444 , s. 113–133 ( digitalizováno ve vyhledávání knih Google). 
4. ^ J. Dumas: Mémoire sur quelques points de la théorie atomistique . In: Annales de chimie et de physique . páska 33 , 1826, ISSN  0365-1444 , s. 337–391 ( digitalizováno ve vyhledávání knih Google). 
5. ^ Charles Gerhardt: Aspekty sur les ekvivalenty de quelques corps simple and composés . In: Annales de chimie et de physique, 2. ser. páska 7 , 1843, ISSN  0365-1444 , s. 129-143 ( digitalizováno na Gallica ).  Charles Gerhardt: Aspekty sur les ekvivalenty de quelques corps simple and composés (I) . In: Annales de chimie et de physique, 2. ser. páska 7 , 1843, ISSN  0365-1444 , s. 238-245 ( digitalizovány na Gallica ).