Закон Авогадро и молярный объем газов

Фундаментальное положение общей химии, известное как закон Авогадро, утверждает: в равных объёмах любых газов при одинаковых условиях температуры и давления содержится одинаковое число молекул. Это эмпирическое правило, сформулированное в 1811 году Амедео Авогадро, имеет огромное значение для развития молекулярно-кинетической теории, химической стехиометрии и газовых законов.

Закон Авогадро позволил связать массу вещества с его количеством через число молекул, а также объяснить природу элементарных частиц, участвующих в химических реакциях. Например, было установлено, что газы, такие как водород, кислород, азот и хлор, в молекулярной форме существуют как двухатомные частицы. Это открытие стало ключом к правильному определению молекулярных формул веществ и стехиометрических соотношений в реакциях.

Количественная формулировка

Пусть два газа занимают одинаковый объём V при одинаковых температуре T и давлении p. Согласно закону Авогадро:

n1 = n2

где n — количество вещества в молях. Это означает, что:

$$ \frac{N_1}{N_A} = \frac{N_2}{N_A} $$

где N1 и N2 — число молекул в данных объёмах, а NA — число Авогадро (6, 022 × 1023 моль⁻¹). Таким образом, число частиц в газе прямо пропорционально его объёму при фиксированных T и p.

Молярный объём газа

Из закона Авогадро следует понятие молярного объёма газа — объёма, который занимает 1 моль газа при определённых условиях.

Используя уравнение состояния идеального газа:

pV = nRT

для одного моля (n = 1) получаем:

$$ V_m = \frac{RT}{p} $$

где Vm — молярный объём, R — универсальная газовая постоянная (8, 314 Дж/(моль · К)).

При нормальных условиях (температура T = 273, 15 К, давление p = 101, 325 кПа):

$$ V_m = \frac{8,314 \cdot 273,15}{101,325 \cdot 10^3} \approx 22,414 \, л/моль $$

Таким образом, каждый газ при нормальных условиях занимает одинаковый молярный объём — около 22,4 литра.

Практическое значение

  1. Определение формул веществ. На основе закона Авогадро стали возможны правильные вычисления относительных молекулярных масс и составов газов. Например, было установлено, что молекула кислорода имеет формулу O2, а не O.

  2. Стехиометрия реакций. Закон позволяет выражать химические уравнения не только в массах, но и в объёмах газов. Например, реакция синтеза воды:

    2H2 + O2 → 2H2O

    означает, что два объёма водорода реагируют с одним объёмом кислорода с образованием двух объёмов водяного пара (при одинаковых условиях).

  3. Расчёт физических параметров. Знание молярного объёма даёт возможность легко переходить от массы газа к его объёму и обратно.

Ограничения применения

Закон Авогадро справедлив в приближении идеального газа. Реальные газы подчиняются этому закону только при низких давлениях и высоких температурах, когда силы межмолекулярного взаимодействия минимальны. При высоких давлениях и низких температурах наблюдаются отклонения, которые учитываются с помощью уравнения Ван-дер-Ваальса и других уточнённых моделей.

Историческое значение

Формулировка Авогадро стала основой для дальнейших открытий:

  • введение понятия моля и числа Авогадро;
  • развитие молекулярно-кинетической теории газов;
  • построение периодической системы элементов, где молярные массы веществ играли важную роль;
  • формирование современной стехиометрии.

Таким образом, закон Авогадро не только установил фундаментальное соотношение между объёмом газа и числом его молекул, но и определил направление развития всей химии XIX–XX веков.

Оглавление