Законы для газообразного состояния вещества.

Закон Авога́дро — закон, согласно которому в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температурах и давлениях, содержится одно и то же количество молекул. В виде гипотезы был сформулирован в 1811 году Амедео Авогадро (1776 — 1856), профессором физики в Турине. Гипотеза была подтверждена многочисленными экспериментальными исследованиями и поэтому стала называться законом Авогадро, став впоследствии (через 50 лет, после съезда химиков в Карлсруэ) количественной основой современной химии (стехиометрии)

Следствия закона[править | править вики-текст]

Первое следствие из закона Авогадро: один моль (одинаковое количество молей) любого газа при одинаковых — изобаричных и изотермичных — условиях занимает одинаковый объём.

Согласно закону Авогадро, одно и то же количество молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (по определению) одинаковое количество частиц (англ.)русск. (например, молекул). Отсюда следует, что при определённых температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объём.

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273 К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа равен 22,413(962) л (л/моль). Этот объём называют молярным объёмом газа V_m. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Клапейрона:

{\displaystyle {\frac {PV}{T}}={\frac {101,3~kPa\cdot 22,414~l}{273~K}}} .

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа ко второму.

Положение это имело громадное значение для развития химии (химии идеального газа^{[прим 1]}), так как оно дает возможность определять частичный вес^{[прим 2]} тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние (см. Атомно-молекулярное учение). Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d — удельный вес^{[прим 3]} его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха, принимаемого за единицу; но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицу удельный вес водорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём через С, мы из формулы имеем с другой стороны m = dC. Так как удельный вес пара определяется легко, то, подставляя значение d в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Элементарный анализ, например, одного из полибутиленов указывает, в нём пайное отношение углерода к водороду, как 1 к 2, а потому частичный вес его может быть выражен формулой СН₂ или C₂H₄, C₄H₈ и вообще (СН₂)_n. Частичный вес этого углеводорода тотчас определяется, следуя закону Авогадро, раз мы знаем удельный вес, т. е. плотность его пара; он определен Бутлеровым и оказался 5,85 (по отношению к воздуху); т. е. частичный вес его будет 5,85 · 28,9 = 169,06. Формуле C₁₁H₂₂ отвечает частичный вес 154, формуле C₁₂H₂₄ — 168, а C₁₃H₂₆ — 182. Формула C₁₂H₂₄ близко отвечает наблюдаемой величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода (CH₂)_n.

Число́ Авога́дро, конста́нта Авогадро, постоянная Авогадро — физическая величина, численно равная количеству специфицированных структурных единиц (атомов, молекул^[1], ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества^[2]. Определяется как количество атомов в 12 граммах (точно) чистого изотопа углерода-12. Обозначается обычно как N_A^[3], а иногда и L ^[4].

Значение числа Авогадро, рекомендованное CODATA в 2010 году, составляло:

N_A = 6,022 141 29(27)·10²³ моль⁻¹.

Значение числа Авогадро, рекомендованное CODATA в 2014 году^[5]:

N_A = 6,022 140 857(74)·10²³ моль⁻¹.

Моль — количество вещества, которое содержит N_A структурных элементов (то есть столько же, сколько атомов содержится в 12 г ¹²С), причём структурными элементами обычно являются атомы, молекулы, ионы и др. Масса 1 моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, численно равна его молекулярной массе, выраженной в атомных единицах массы. Например:

· 1 моль натрия имеет массу 22,9898 г и содержит примерно 6,02·10²³ атомов;

· 1 моль фторида кальция CaF₂ имеет массу (40,08 + 2 · 18,998) = 78,076 г и содержит 6,02·10²³ ионов кальция и 12,04·10²³ ионов фтора;

· 1 моль тетрахлорида углерода CCl₄ имеет массу (12,011 + 4 · 35,453) = 153,823 г и содержит 6,02·10²³ ионов углерода и 24,08·10²³ ионов хлора;

· и т. п.

· Моля́рный объём V_m — объём одного моля вещества (простого вещества, химического соединения или смеси); величина, получающаяся от деления молярной массы Mвещества на его плотность ρ: таким образом, V_m = M/ρ. Молярный объём характеризует плотность упаковки молекул в данном веществе. Для простых веществ иногда используется термин атомный объём^[1].

· В Международной системе единиц (СИ) единицей измерения молярного объёма является кубический метр на моль (русское обозначение: м³/моль; международное: m³/mol).

Относительная плотность одного газа по другому (D) - это отношение молярной массы данного газа к молярной массе того газа, по которому она находится.
Так, чтобы найти относительную плотность газа по воздуху, нужно молярную массу газа разделить на 2 (молярную массу молекулярного водорода): D(Н2) = М/2
Относительная плотность газа по воздуху равна молярной массе газа, деленной на 29 (молярную массу воздуха): D(возд) = М/29

Молекулярная масса - это масса молекулы какого-либо вещества, выраженная в атомных единицах
Если вам известна формула вещества, то задача решается элементарно. Понадобится только Таблица Менделеева. Например, требуется найти молекулярную массу хлористого кальция. Напишите формулу вещества: CaCl2. По таблице Менделеева установите атомную массу каждого элемента, входящего в ее состав. Для кальция она равна (округленно) 40, для хлора (также округленно) – 35,5. С учетом индекса 2 найдите: 40 + 35,5*2 = 111 а.е.м. (атомных единиц массы).

Идеальный газ - это газ, молекулы которого можно рассматривать как материальные точки, а их взаимодействие носит характер абсолютно упругого удара. (при низком р и высокой Т реальные газы приближаются к идеальным).

Состояние некоторой массы газа определяется тремя термодинамическими параметрами: р,V,T.

Давление газа представляет собой результат ударов молекул газа о стенки сосуда, в котором газ находится.

[р]=1Па

[V]= 1м³

В соответствии с решением XI Генеральной конференции по мерам и весам (1960 г.) применяют две температурные шкалы - термодинамическую (Кельвина) и Международную практическую (Цельсия).

За 0°С принята температура замерзания воды при р=1 атм. За 0 К принята температура, при которой должно прекратиться хаотическое движение молекул. Анализ различных процессов показывает, что 0 К недостижим, хотя приближение к нему сколь угодно близко возможно.

Градус Кельвина равен градусу Цельсия.

Т= t°С+ 273, DT=Dt°

Между параметрами газа существует определенная связь, называемая уравнением состояния. Уравнение, связывающее параметры состояния идеального газа, называется уравнением состояния идеального газа или уравнением Клапейрона.

. (1)

Для данной массы идеального газа отношение произведения давления на объем к абсолютной температуре есть величина постоянная.

Определим значение константы для определенного количества идеального газа, а именно для одного моля.

Согласно закону Авогадро 1 моль любого газа при нормальных условиях (Т₀=273 К, р₀=10⁵ Па) имеет V_М= 22,4×10 м³

Для одного моля

Для произвольной массы газа

уравнение Менделеева-Клапейрона – уравнение состояния идеального газа произвольной массы.

Уравнение (1) объединяет в себе три частных случая, три эмпирических закона для изопроцессов, т.е. процессов, при которых один из параметров остается постоянным.

1. Т = const - изотермический

- закон Бойля-Мариотта

Для данной массы идеального газа при Т= const произведение давления на объем есть величина постоянная.

1. р = const, -

закон Гей-Люссака

1. 

V=const, -

закон Шарля

Универса́льная га́зовая постоя́нная — константа, равная работе расширения одного моля идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 к

Парциа́льное давление (лат. partialis — частичный, от лат. pars — часть) — давление отдельно взятого компонента газовой смеси^[1][2]. Общее давление газовой смеси является суммой парциальных давлений её компонентов.

В химии парциальное давление газа в смеси газов определяется как указано выше. Парциальное давление газа, растворённого в жидкости, является парциальным давлением того газа, который образовался бы в фазе газообразования в состоянии равновесия с жидкостью при той же температуре. Парциальное давление газа измеряется как термодинамическая активность молекул газа. Газы всегда будут вытекать из области с высоким парциальным давлением в область с более низким давлением; и чем больше разница, тем быстрее будет поток. Газы растворяются, диффундируют и реагируют соответственно их парциальному давлению и не обязательно зависимы от концентрации в газовой смеси.

Законы Дальтона парциального давления[править | править вики-текст]

Основная статья: Законы Дальтона

Парциальное давление идеального газа в смеси равно давлению, которое будет оказываться, если бы он занимал тот же объём, что и вся смесь газов, при той же температуре. Причина этого в том, что между молекулами идеального газа не действуют силы притяжения или отталкивания, их соударения между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги, а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями. Реально существующие газы очень близко подходят к этому идеалу. Следствием этого является то, что общее давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений каждого газа в смеси, как это формулирует закон Дальтона^[3]. Например, дана смесь идеального газа из азота (N₂), водорода (H₂) и аммиака (NH₃):

{\displaystyle P=P_{{\mathrm {N} }_{2}}+P_{{\mathrm {H} }_{2}}+P_{{\mathrm {NH} }_{3}}} , где:

{\displaystyle P} = общему давлению в газовой смеси

{\displaystyle P_{{\mathrm {N} }_{2}}} = парциальному давлению азота (N₂)

{\displaystyle P_{{\mathrm {H} }_{2}}} = парциальному давлению водорода (H₂)

{\displaystyle P_{{\mathrm {NH} }_{3}}} = парциальному давлению аммиака (NH₃)