La loi d'Avogadro est exacte ou approximative. La position la plus importante en chimie

La leçon est consacrée à l'étude de la loi d'Avogadro, qui ne s'applique qu'aux substances gazeuses et permet de comparer le nombre de molécules dans des portions de substances gazeuses. Vous apprendrez comment, sur la base de cette loi, on peut tirer une conclusion sur la composition des molécules de gaz, se familiariser avec les modèles de molécules de certaines substances.

Sujet : Concepts chimiques initiaux

Leçon : La loi d'Avogadro. Composition moléculaire

V solides, en comparaison avec les liquides et plus encore les gaz, les particules de matière sont en relation étroite, à de courtes distances. Dans les substances gazeuses, les distances entre les molécules sont si grandes qu'elles excluent pratiquement l'interaction entre elles.

Riz. 1. Modèles de la structure de la matière dans différents états d'agrégation

En l'absence d'interaction entre les molécules, leur individualité ne se manifeste pas. Cela signifie que nous pouvons supposer que les distances entre les molécules dans tous les gaz sont les mêmes. Mais à condition que ces gaz soient dans les mêmes conditions - à la même pression et température.

Étant donné que les distances entre les molécules de gaz sont égales, cela signifie que des volumes égaux de gaz contiennent un nombre égal de molécules. Cette hypothèse a été exprimée en 1811 par le scientifique italien Amedeo Avogadro. Par la suite, son hypothèse a été prouvée et appelée loi d'Avogadro.

Avogadro a utilisé son hypothèse pour expliquer les résultats d'expériences avec des substances gazeuses. Au cours du raisonnement, il a pu tirer des conclusions importantes sur la composition des molécules de certaines substances.

Considérez les résultats d'expériences sur la base desquelles Avogadro a pu modéliser les molécules de certaines substances.

Tu sais déjà qu'en passant dans l'eau courant électrique, l'eau se décompose en deux substances gazeuses - l'hydrogène et l'oxygène.

Nous allons réaliser une expérience sur la décomposition de l'eau dans un électrolyseur. Lorsqu'un courant électrique traverse l'eau, des gaz commenceront à se dégager sur les électrodes, ce qui déplacera l'eau des tubes à essai. Les gaz seront propres, car il n'y a pas d'air dans les tubes remplis d'eau. De plus, le volume d'hydrogène libéré sera 2 fois supérieur au volume d'oxygène libéré.

Quelle conclusion Avogadro en a-t-il tiré ? Si le volume d'hydrogène est le double du volume d'oxygène, alors il y a aussi 2 fois plus de molécules d'hydrogène formées. Par conséquent, dans une molécule d'eau, il y a un atome d'oxygène pour deux atomes d'hydrogène.

Considérez les résultats d'autres expériences qui nous permettent de faire une hypothèse sur la structure des molécules de substances. On sait que la décomposition de 2 litres d'ammoniac produit 1 litre d'azote et 3 litres d'hydrogène (Fig. 2).

Riz. 2. Le rapport des volumes de gaz impliqués dans la réaction

Par conséquent, nous pouvons conclure que dans la molécule d'ammoniac, il y a trois atomes d'hydrogène par atome d'azote. Mais pourquoi, alors, la réaction a nécessité non pas 1 litre d'ammoniac, mais 2 litres ?

Si nous utilisons les modèles de molécules d'hydrogène et d'ammoniac proposés par D. Dalton, alors nous obtenons un résultat qui contredit l'expérience, puisque à partir d'1 atome d'azote et de trois atomes d'hydrogène, seule 1 molécule d'ammoniac sera obtenue. Ainsi, selon la loi d'Avogadro, le volume d'ammoniac décomposé dans ce cas sera égal à 1 litre.

Riz. 3. Explication des résultats expérimentaux du point de vue de la théorie de D. Dalton

Si nous supposons que chaque molécule d'hydrogène et d'azote est constituée de deux atomes, alors le modèle ne contredit pas le résultat expérimental. Dans ce cas, une molécule d'azote et trois molécules d'hydrogène sont formées à partir de deux molécules d'ammoniac.

Riz. 4. Modèle de la réaction de décomposition de l'ammoniac

Considérez les résultats d'une autre expérience. On sait que lorsque 1 litre d'oxygène interagit avec 2 litres d'hydrogène, il se forme 2 litres de vapeur d'eau (puisque la réaction s'effectue à une température supérieure à 100 C). Quelle conclusion peut-on tirer de la composition des molécules d'oxygène, d'hydrogène et d'eau ? Cette relation peut s'expliquer si l'on suppose que les molécules d'hydrogène et d'oxygène sont constituées de deux atomes :

Riz. 5. Modèle de la réaction entre l'hydrogène et l'oxygène

A partir de deux molécules d'hydrogène et 1 molécule d'oxygène, 2 molécules d'eau sont formées.

1. Recueil de tâches et d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.А. Orzhekovsky et autres "Chimie, 8e année" / P.А. Orjekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M. : AST : Astrel, 2006.

2. Ouchakova O.V. Cahier d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orzhekovsky et autres. "Chimie. 8e année "/ .V. Ouchakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovsky; sous. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orzhekovsky - M. : AST : Astrel : Probizdat, 2006. (p. 26-27)

3. Chimie : 8e année : manuel. pour général institutions / A.P. Orjekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M. : AST : Astrel, 2005. (§11)

4. Encyclopédie pour les enfants. Tome 17. Chimie / Chap. édité par V.A. Volodine, dirigé. scientifique. éd. I. Leenson. - M. : Avanta+, 2003.

Ressources Web supplémentaires

1. Collection unifiée de ressources éducatives numériques ().

2. Version électronique de la revue "Chimie et Vie" ().

Devoirs

1.p.67 n°2 du manuel "Chimie: 8e année" (PA Orzhekovsky, LM Meshcheryakova, LS Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №45 de la Collection de tâches et d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orzhekovsky et autres "Chimie, 8e année" / P.А. Orjekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M. : AST : Astrel, 2006.

physicien et chimiste italien Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro est né en 1776 à Turin dans une famille noble. Comme à cette époque, il était d'usage de transférer les professions par héritage à Avogadro à l'âge de 16 ans, il est diplômé de l'Université de Turin, et à 20 ans il a reçu diplôme universitaire docteurs en droit ecclésiastique.

Depuis l'âge de 25 ans, il étudie indépendamment la physique et les mathématiques. Et en 1803 année Amedeo a présenté son premier travail scientifique sur l'étude des propriétés de l'électricité à l'Académie de Turin. En 1809 le scientifique s'est vu offrir le poste de professeur au collège de la ville de Vercelli, et depuis 1820 le scientifique enseigne avec succès à l'Université de Turin. Il a été engagé dans l'enseignement jusqu'en 1850.

Avogadro a mené diverses études pour étudier les propriétés physiques et propriétés chimiques et phénomènes. Le sien travail scientifique sont consacrés à la théorie électrochimique, à l'électricité, à la chaleur spécifique, à la nomenclature des composés chimiques. Avogadro fut le premier à déterminer les masses atomiques du carbone, de l'azote, de l'oxygène, du chlore et d'autres éléments ; établi la composition quantitative des molécules de nombreuses substances, y compris l'hydrogène, l'eau, l'ammoniac, l'azote et d'autres. Mais les chimistes ont rejeté les théories d'Avogadro et le travail du scientifique n'a pas été reconnu.

Ce n'est qu'en 1860, grâce aux efforts de S. Cannizzaro, que de nombreuses œuvres d'Avogadro ont été révisées et justifiées. En l'honneur du nom du scientifique, un nombre constant de molécules dans 1 mole d'un gaz parfait est nommé – Le nombre d'Avogadro (une constante physique numériquement égale au nombre d'unités structurelles spécifiées (atomes, molécules, ions, électrons ou toute autre particule) dans 1 mole de substance = 6,0222310 23. Depuis ce temps, la loi d'Avogadro a été largement utilisée en chimie.

En 1811, Avogadro a établi une loi, qui a soutenu que des volumes égaux de gaz contiennent un nombre égal de molécules aux mêmes températures et pressions. Et en 1814, un article d'un scientifique paraît"Un aperçu des masses relatives des molécules de corps simples, ou les densités supposées de leur gaz, et la constitution de certains de leurs composés", qui formule clairement la loi d'Avogadro.

Comment le scientifique est-il arrivé à cette conclusion ?

Avogadro soigneusement analysé les résultats des expériences de Gay-Lussac et d'autres scientifiques et compris le fonctionnement d'une molécule de gaz. On sait que lors d'une réaction chimique entre gaz, le rapport des volumes de ces gaz est le même que leur rapport moléculaire. Il s'avère qu'il est possible, en mesurant la densité de différents gaz, de déterminer les masses relatives des molécules qui composent ces gaz et des atomes. C'est-à-dire que si 1 litre d'oxygène contient autant de molécules que 1 litre d'hydrogène, alors le rapport des densités de ces gaz est égal au rapport des masses des molécules. Avogadro a noté que les molécules de gaz simples peuvent également être constituées de plusieurs atomes.

La loi d'Avogadro est largement utilisée lors du calcul par des formules chimiques et des équations de réactions chimiques, il vous permet de déterminer les poids moléculaires relatifs des gaz et le nombre de molécules dans une mole de n'importe quelle substance.

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Le principe, formulé en 1811 par le chimiste italien Amadeo Avogadro (1776-1856), stipule : à des températures et pressions identiques, des volumes égaux de gaz contiendront le même numéro molécules, quelle que soit leur nature chimique et propriétés physiques... Ce nombre est une constante physique, numériquement égal au nombre molécules, atomes, électrons, ions ou autres particules contenus dans une mole. Plus tard, l'hypothèse d'Avogadro, confirmée par un grand nombre d'expériences, a commencé à être considérée pour l'une des lois fondamentales qui sont entrées dans la science appelée loi d'Avogadro, et ses conséquences sont toutes basées sur l'affirmation qu'une mole de n'importe quel gaz, dans les mêmes conditions , occupera le même volume, appelé molaire...

Amadeo Avogadro lui-même a supposé que la constante physique est une très grande quantité, mais seules de nombreuses méthodes indépendantes, après la mort du scientifique, ont permis d'établir expérimentalement le nombre d'atomes contenus dans 12 g (qui est l'unité de masse atomique de carbone ) ou dans le volume molaire de gaz (à T = 273,15 K et p = 101,32 kPa), égal à 22,41 litres. La constante est généralement notée NA ou moins souvent L. Elle porte le nom du scientifique - le nombre d'Avogadro, et elle est approximativement égale à 6,022. 1023. C'est le nombre de molécules d'un gaz quelconque dans un volume de 22,41 litres, il en est de même pour les gaz légers (hydrogène), et pour les gaz lourds la loi d'Avogadro peut s'exprimer mathématiquement : V / n = VM, où :

• V est le volume de gaz ;
• n est la quantité d'une substance, qui est le rapport de la masse d'une substance à sa masse molaire ;
• VM est une constante de proportionnalité ou de volume molaire.

Il appartenait à une famille noble vivant dans le nord de l'Italie. Il est né le 09/08/1776 à Turin. Son père, Filippo Avogadro, était huissier de justice. Le nom de famille en dialecte médiéval vénitien signifiait un avocat ou un fonctionnaire qui interagissait avec les gens. Selon la tradition qui existait à cette époque, les postes et les professions étaient hérités. Par conséquent, à l'âge de 20 ans, Amadeo Avogadro a obtenu son diplôme, devenant docteur en jurisprudence (ecclésiastique). Il a commencé à étudier seul la physique et les mathématiques à l'âge de 25 ans. Dans ses activités scientifiques, il était engagé dans l'étude et la recherche dans le domaine de l'électrochimie. Cependant, Avogadro est entré dans l'histoire des sciences en apportant un ajout très important à la théorie atomistique : il a introduit le concept de la plus petite particule de matière (molécule) qui puisse exister indépendamment. Ceci était important pour expliquer les relations volumétriques simples entre les gaz qui ont réagi, et la loi d'Avogadro est devenue d'une grande importance pour le développement de la science et a été largement appliquée dans la pratique.

Mais cela ne s'est pas produit immédiatement. Certains chimistes ont reconnu la loi d'Avogadro des décennies plus tard. Les opposants au professeur de physique italien ont été battus par des autorités scientifiques aussi célèbres et reconnues que Berzelius, Dalton, Davy. Leurs idées fausses ont conduit à des années de controverse sur formule chimique molécule d'eau, car il y avait une opinion qu'il ne devrait pas être écrit H2O, mais HO ou H2O2. Et seule la loi d'Avogadro a permis d'établir la composition d'autres substances simples et complexes. Amadeo Avogadro a soutenu que les molécules éléments simples sont constitués de deux atomes : O2, H2, Cl2, N2. D'où il s'ensuit que la réaction entre l'hydrogène et le chlore, à la suite de laquelle du chlorure d'hydrogène se formera, peut s'écrire sous la forme : Cl2 + H2 → 2HCl. Lorsqu'une molécule Cl2 interagit avec une molécule H2, deux molécules HCl sont formées. Le volume que HCl occupera doit être le double du volume de chacun des composants qui sont entrés dans cette réaction, c'est-à-dire qu'il doit être égal à leur volume total. Ce n'est qu'à partir de 1860 que la loi d'Avogadro a commencé à être appliquée activement, et les conséquences de celle-ci ont permis d'établir les vraies valeurs des masses atomiques de certains éléments chimiques.

L'une des principales conclusions tirées sur sa base était l'équation décrivant l'état d'un gaz parfait : p .VM = R. T, où :

• VM est le volume molaire ;
• p est la pression du gaz ;
• T est la température absolue, K;
• R est la constante universelle des gaz.

United est aussi une conséquence de la loi d'Avogadro. Avec une masse de matière constante, cela ressemble à (p. V) / T = n. R = const, et sa forme de notation : (p1. V1) / T1 = (p2. V2) / T2 permet de faire des calculs lorsque le gaz passe d'un état (indiqué par l'indice 1) à un autre (avec l'indice 2 ).

La loi d'Avogadro a également permis de tirer une deuxième conclusion importante, qui a ouvert la voie à la détermination expérimentale des substances qui ne se décomposent pas en passant à l'état gazeux. M1 = M2. D1, où :

• M1 est la masse molaire du premier gaz ;
• M2 est la masse molaire du deuxième gaz ;
• D1 est la densité relative du premier gaz, qui est fixée pour l'hydrogène ou l'air (pour l'hydrogène : D1 = M1 / ​​​​2, pour l'air D1 = M1 / ​​​​29, où 2 et 29 sont masses molaires hydrogène et air, respectivement).

Anticiper les résultats de la recherche, prédire un schéma, ressentir les origines communes, tout cela a marqué le travail d'un grand nombre d'expérimentateurs et de scientifiques. Le plus souvent, la prévision ne s'applique qu'au domaine d'emploi du chercheur. Et peu de gens ont le courage de s'engager dans des prévisions à long terme, bien à l'avance. L'italien Amedeo Avogadro a eu plus que suffisamment de courage. C'est pour cette raison que ce scientifique est maintenant connu dans le monde entier. Et la loi d'Avogadro est encore utilisée par tous les chimistes et physiciens de la planète. Dans cet article, nous allons vous parler en détail de lui et de son auteur.

Enfance et études

Amedeo Avogadro est né à Turin en 1776. Son père, Philippe, travaillait comme greffier au service judiciaire. Au total, la famille a eu huit enfants. Tous les ancêtres d'Amedeo ont été avocats pour église catholique... Le jeune homme n'a pas non plus dérogé à la tradition et a repris la jurisprudence. À vingt ans, il avait déjà un doctorat.

Au fil du temps, la pratique juridique a cessé de fasciner Amedeo. Intérêts un jeune homme reposer dans un autre domaine. Même dans sa jeunesse, il a fréquenté l'école physique expérimentale et la géométrie. Puis, dans le futur scientifique, l'amour des sciences s'est éveillé. En raison de lacunes dans les connaissances, Avogadro a commencé à s'auto-former. A 25 ans, Amedeo consacre tout son temps libre à l'étude des mathématiques et de la physique.

Activité scientifique

Au premier stade activité scientifique Amedeo se consacrait à l'apprentissage phénomènes électriques... L'intérêt d'Avogadro a augmenté surtout après que Volt ait découvert une source de courant électrique en 1800. Non moins intéressantes pour le jeune scientifique étaient les discussions de Volta et Galvani sur la nature de l'électricité. Et en général alors cette zoneétait à la pointe de la science.

En 1803 et 1804, Avogadro, avec son frère Felice, présente aux scientifiques de l'Académie de Turin deux ouvrages révélant les théories des phénomènes électrochimiques et électriques. En 1804, Amedeo devient membre correspondant de cette académie.

En 1806, Avogadro obtint un poste de précepteur au lycée de Turin. Et trois ans plus tard, le scientifique a déménagé au Vercelli Lyceum, où il a enseigné les mathématiques et la physique pendant dix ans. Durant cette période, Amedeo a beaucoup lu littérature scientifique faire des extraits utiles de livres. Il les a dirigés pour le reste de leur vie. Pas moins de 75 volumes, 700 pages chacun, se sont accumulés. Le contenu de ces livres parle de la polyvalence des intérêts du scientifique et du travail colossal qu'il a accompli.

Vie privée

Amedeo a arrangé sa vie de famille assez tard, alors que son âge avait déjà dépassé sa troisième décennie. Alors qu'il travaillait à Vercelli, il a rencontré Anna di Giuseppe, qui était beaucoup plus jeune que le scientifique. Huit enfants sont nés de ce mariage. Aucun d'eux n'a suivi les traces de son père.

La loi d'Avogadro et ses conséquences

En 1808, Gay-Lussac (co-écrit avec Humboldt) formule le principe des relations volumétriques. Cette loi disait que le rapport entre les volumes de gaz réactifs peut être exprimé en nombres premiers. Par exemple, 1 volume de chlore, combiné à 1 volume d'hydrogène, donne 2 volumes de chlorure d'hydrogène, etc. Mais cette loi ne donnait rien, car, d'une part, il n'y avait pas de différence spécifique entre les concepts de corpuscule, molécule, atome, et d'autre part, les scientifiques avaient des opinions différentes sur la composition des particules de divers gaz.

En 1811, Amedeo entreprend une analyse approfondie des résultats des recherches de Gay-Lussac. En conséquence, Avogadro s'est rendu compte que la loi des relations volumétriques permet de comprendre la structure d'une molécule de gaz. L'hypothèse qu'il a formulée était : « Le nombre de molécules d'un gaz quelconque dans le même volume est toujours le même.

Découverte du droit

Pendant trois ans, le scientifique a continué à expérimenter. Et en conséquence, la loi d'Avogadro est apparue, qui ressemble à ceci : « Des volumes égaux de substances gazeuses à la même température et pression contiennent le même nombre de molécules. Et la mesure de la masse des molécules peut être déterminée par la densité de divers gaz. » Par exemple, si 1 litre d'oxygène contient autant de molécules que 1 litre d'hydrogène, alors le rapport des densités de ces gaz est égal au rapport de la masse des molécules. Le scientifique a également noté que les molécules dans les gaz ne sont pas toujours constituées d'atomes uniques. La présence d'atomes différents et identiques est autorisée.

Malheureusement, à l'époque d'Avogadro, cette loi n'a pu être prouvée théoriquement. Mais il a permis d'établir expérimentalement la composition des molécules de gaz et de déterminer leur masse. Suivons la logique de ce raisonnement. Au cours de l'expérience, il a été révélé que la vapeur d'eau du gaz, ainsi que les volumes d'hydrogène et d'oxygène, sont dans un rapport de 2: 1: 2. Différentes conclusions peuvent être tirées de ce fait. Premièrement: une molécule d'eau se compose de trois atomes, et une molécule d'hydrogène et d'oxygène se compose de deux. La deuxième conclusion est tout à fait appropriée : les molécules d'eau et d'oxygène sont diatomiques et les molécules d'hydrogène sont monoatomiques.

Les opposants à l'hypothèse

La loi d'Avogadro avait de nombreux opposants. Cela était en partie dû au fait qu'à cette époque, il n'y avait pas d'enregistrement simple et clair des équations et des formules des réactions chimiques. Le principal méchant était Jens Berzelius, un chimiste suédois à l'autorité incontestable. Il croyait que tous les atomes ont des charges électriques et que les molécules elles-mêmes sont constituées d'atomes avec des charges opposées qui sont attirés les uns par les autres. Ainsi, les atomes d'hydrogène avaient une charge positive, tandis que les atomes d'oxygène avaient une charge négative. De ce point de vue, une molécule d'oxygène constituée de 2 atomes également chargés n'existe tout simplement pas. Mais si les molécules d'oxygène sont toujours monoatomiques, alors dans la réaction de l'azote avec l'oxygène, la proportion du rapport des volumes devrait être de 1: 1: 1. Cette déclaration contredit l'expérience, où 2 litres d'oxyde d'azote ont été obtenus à partir de 1 litre d'oxygène et 1 litre d'azote. C'est pour cette raison que Berzelius et d'autres chimistes ont rejeté la loi d'Avogadro. Après tout, cela ne correspondait absolument pas aux données expérimentales.

Renaissance de la loi

Jusque dans les années soixante du XIXe siècle, l'arbitraire était observé en chimie. De plus, elle s'étendait à la fois à l'évaluation des poids moléculaires et à la description des réactions chimiques. Il y avait beaucoup d'idées fausses sur la composition atomique des substances complexes. Certains scientifiques ont même prévu d'abandonner théorie moléculaire... Ce n'est qu'en 1858 qu'un chimiste italien du nom de Cannizzaro trouva dans la correspondance entre Berthollet et Ampère un lien avec la loi d'Avogadro et ses conséquences. Cela a simplifié l'image confuse de la chimie à l'époque. Deux ans plus tard, Cannizzaro a parlé de la loi d'Avogadro à Karlsruhe au Congrès international de chimie. Son rapport a fait une impression indélébile sur les scientifiques. L'un d'eux a dit qu'il semblait avoir recouvré la vue, tous les doutes se sont évaporés, et à la place un sentiment de confiance est apparu.

Après la reconnaissance de la loi d'Avogadro, les scientifiques ont pu non seulement déterminer la composition des molécules de gaz, mais aussi calculer les masses atomiques et moléculaires. Cette connaissance a aidé à calculer les rapports de masse des réactifs dans divers réactions chimiques... Et c'était très pratique. En mesurant la masse en grammes, les chercheurs pourraient opérer sur des molécules.

Conclusion

Beaucoup de temps s'est écoulé depuis la découverte de la loi d'Avogadro, mais personne n'a oublié le fondateur de la théorie moléculaire. La logique du scientifique était sans faille, ce qui a été confirmé plus tard par les calculs de J. Maxwell, basés sur la théorie cinétique des gaz, puis Recherche expérimentale(Mouvement brownien). Il a également été déterminé combien de particules sont contenues dans une mole de chaque gaz. Cette constante - 6 022.1023 s'appelait le nombre d'Avogadro, perpétuant le nom du perspicace Amedeo.