1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов

Для объяснения наблюдавшихся Ж. Гей-Люссаком закономерностей соединения газов оказалось необходимым предположить следующее: 1) исследуемые газы состоят не из атомов, а из молекул; 2) в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Последнее утверждение, высказанное итальянским ученым А. Авогадро в 1811 г., вошло в химию под именем закона Авогадро. Однако в начале XIX в. эти воззрения не получили должного признания: даже крупные химики того времени Д. Дальтон и И. Берцелиус отрицали возможность существования молекул, состоящих из нескольких одинаковых атомов.

Из закона Авогадро следует, что один моль любого газа при н.у. (Т_о = 273 К, Р_о = 1 атм = 101,325 кПа) занимает объем 22,4 дм³. Это значение применяется в отечественной литературе до настоящего времени. Однако, по рекомендации ИЮПАК с 1982 г. стандартными считаются давление 10⁵ Па) и температура 273 К, тогда V_M^о = 22, 7 дм³ /моль.

Неотъемлемой частью атомно-молекулярного учения являются законы состояния газов.

Закон Бойля-Мариотта: для фиксированного количества газа при постоянной температуре

PV = const; (1.1)

Закон Гей-Люссака, связывающий для фиксированного количества газа его параметры отношением

V/T = const; (1.2)

Объединенный газовый закон для фиксированного количества газа

(1.3)

Закон парциальных давлений Дальтона: давление смеси газов равно сумме парциальных давлений каждого из входящих в состав смеси

P = Σ P_i. (1.4)

Независимая оценка значения молярной массы М может быть проведена на основании обобщенного уравнения Клапейрона - Менделеева:

, (1.5)

где Р – давление газа в замкнутой системе, Па; V – объем системы, м³; m – масса газа, кг; Т – абсолютная температура, К; R– универсальная газовая постоянная; М – молярная масса газа, кг/моль. Для 1 моля идеального газа P_oV_o/T_o = R, где R = 8,314 Дж/(моль · К) – работа расширения одного моля идеального газа, взятого при нормальных условиях, при нагревании на один градус.

1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения

Великие русские химики XIX столетия внесли свой вклад в развитие атомно-молекулярного учения. Это, прежде всего, теория химического строения А.М. Бутлерова (1858 г.) и периодический закон химических элементов Д.И. Менделеева (1869 г.).

Сущность теории Бутлерова заключалась в том, что химические свойства соединений определяются их строением, в том числе порядком связи атомов в молекулах.

Формулируя Периодический закон, Д.И. Менделеев в качестве параметра для выявления закономерности свойств элементов и их соединений избрал атомный вес, поскольку строение самих атомов в тот период не было известно. Через 45 лет было доказано, что химические свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра совпадающего с порядковым номером элемента. Таким образом, уровень понимания основных законов химии и положений атомно-молекулярного учения углубляется по мере развития экспериментальных и теоретических исследований в этой области.

Основные положения атомно-молекулярного учения:

1. Все вещества состоят из атомов.

2. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида.

3. При взаимодействии атомов образуются молекулы; из атомов одного вида образуются гомоядерные молекулы, из атомов разного вида – гетероядерные.

4. При физических явлениях молекулы сохраняются; при химических – разрушаются; в химических реакциях атомы, в отличие от молекул, сохраняются.

5. Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.

Современная трактовка принципа дискретности (прерывности) материи иллюстрируется схемой, показывающей, что усложнение вещества происходит в направлении:

фундаментальные частицы → атом → молекула → ассоциат →агрегат

(атомы могут формировать ассоциаты, минуя молекулярную структуру).

Атомы – наименьшие частицы, являющиеся носителями свойств химического элемента. Это нейтральные сложные микросистемы, состоящие из положительно заряженных ядер, окруженных электронами. Молекула – наименьшая частица соединения, обладающая его химическими свойствами. Многие соединения имеют не молекулярную, а атомную (например, металлы) или ионную структуру.

Массы атомов и молекул измеряют в относительных единицах – атомных единицах массы (а.е.м.):

1 а. е.м. = 1/12 массы атома ¹²С = 1,66 ∙ 10^–27 кг.

Для обозначения относительной массы атомов и молекул применяют индекс r (от английского слова relative – относительный): A_r(Fe) = 56; M_r(HNO₃) = 63.

На практике чаще имеют дело не с отдельными атомами или молекулами, а с их молярными количествами.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (например, атомов, молекул, ионов и т.д.), сколько атомов содержится в 12 г углерода ¹²С. Это количество называют числом Авогадро (N_A = 6,02 10²³ моль^-1). Масса 1 моль соединения численно равна массе его молекулы в а.е.м., но выражается в граммах: M(HNO₃) = 63 г/моль.

Молярная масса вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества:

М = m/ν, (1.6)

где m – масса, г; ν – количество вещества, моль; М – молярная масса, г/моль.

Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.

Определение моля опирается на число структурных частиц, содержащихся в 12 г углерода. Было установлено, что указанная масса углерода содержит 6,022∙10²³ атомов этого элемента. Число N_A = 6,022∙10²³ моль^–1 носит название постоянной Авогадро и выведено с использованием закона Авогадро.