Закон объемных отношений

Открыт Ж.Л. Гей-Люссаком

Закон объемных отношений - Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему получающихся газообразных продуктов как простые целые числа

Также можно найти такую формулировку - относительное изменение объёма данной массы газа при неизменном давлении {\displaystyle P}P пропорционально изменению температуры:

где α – коэффициент – 1/273,15К

более известный вид этого уравнения

Разногласие формулировок связано с тем, что в англоязычной литературе закон Гей-Люссака обычно называют законом Шарля и наоборот. Кроме того, законом Гей-Люссака называют также химический закон объёмных отношений

Закон Авогадро

"Равные объёмы газов при одинаковых давлении и температуре содержат одинаковое число молекул, так что плотность газов служит мерой массы их молекул и отношение объёмов при соединении суть не что иное, как отношение между числом молекул, соединяющихся между собой при образовании сложной молекулы".

Из закон Авогадро вытекают важные следствия

1) Газообразные водород, кислород, азот и хлор состоят из двухатомных молекул. Однако этот вывод вызвал резкие возражения среди химиков того времени. Причиной неприятия теории Авогадро была господствовавшая в те времена электрохимическая теория сродства, созданная Берцелиусом. Согласно ей, все атомы электрически заряжены, а молекулы образованы атомами с противоположными зарядами. Считалось, в частности, что атомы кислорода обладают сильным отрицательным зарядом, а атомы водорода — положительным. Поэтому существования молекул H₂, Cl₂ и O₂ противоречило данной теории. Поэтому Берцелиус, имевший непререкаемый авторитет среди химиков, отверг гипотезу Авогадро. С ним согласились и другие учёные.

2) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём. С другой стороны, 1 моль любого вещества содержит (одинаковое число частиц.

3) Молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа ко второму.

Результаты работ Авогадро как основателя молекулярной теории были признаны лишь в 1860 г. на Международном конгрессе химиков в Карлсруэ благодаря усилиям С. Канниццаро.

Количество частиц в 1 моле, как и само определение «моль» появилось значительно позже. Сам Авогадро понимал, что это должэно быть гигантским числом. Первую попытку найти число молекул, занимающих данный объем, предпринял в 1865 году Й. Лошмидт. Из вычислений Лошмидта следовало, что для воздуха количество молекул на единицу объёма составляет 1,81·10¹⁸ см⁻³, что на порядок меньше истинного значения. Семь лет спустя эту константу вычислил более точно Ван-дер-Ваальс, знаменитая формула которого лучше описывала поведение газа, заметно отличающееся, особенно при высоких давлениях, от той идеальной схемы, которая описывается законами Бойля - Мариотта и Гей-Люссака. Ван-дер-Ваальс нашел, что величина N должна быть больше 4,5•10²³, а последующая более точная оценка дала для числа N приблизительное значение 6,2•10²³. Однако из больших допущений в теории Ван-дер-Вальса, полученному значению не доверяли.

Другим способом подсчета N было изучение Рэлеевского рассеивания солнечного света в воздухе, предложенного лордом Рэлейем в 1871 г (формула была уточнена в 1899 г). Данным способом Леон Бриллюэн рассчитал приблизительное значение величины N - 6,0•10²³.

Один из лучших известных сегодня способов определения N основан на данных по дифракции рентгеновских лучей и что принятое в настоящий момент значение N равно 6,02•10²³ – данное число названо в честь Авогадро- число Авогадро- обозначается N_A

Число молекул, которые содержаться в 1 см³ идеального газа при нормальных условиях названо числом (или постоянной) Лошмидта. (N_L - 2,68675·10¹⁹ молекул).

Частное от числа Авогадро и числа Лошмидта даст объем занимаемый 1 молем газа при нормальных условиях – 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом.