Закон Авагадра

Прынцып, які ў 1811 году сфармуляваў італьянскі хімік Амадео Авагадра (1776-1856), абвяшчае: пры аднолькавых тэмпературах і ціску ў роўных аб'ёмах газаў будзе ўтрымлівацца аднолькавы лік малекул, незалежна ад іх хімічнай прыроды і фізічных уласцівасцяў. Гэты лік з'яўляецца фізічнай канстантай, лікава роўнай колькасці малекул, атамаў, электронаў іёнаў або іншых часціц, якія змяшчаюцца ў адным моле. Пазней гіпотэза Авагадра, пацверджаная вялікім лікам эксперыментаў, стала лічыцца для ідэальных газаў адным з асноўных законаў, які ўвайшоў у навуку пад назвай закон Авагадра, і яго следства ўсе заснаваныя на падставе, што моль любога газу, у выпадку аднолькавых умоў, будзе займаць аднолькавы аб'ём, званы молярное.

Сам Амадео Авагадра меркаваў, што фізічная канстанта з'яўляецца вельмі вялікі велічынёй, але толькі мноства незалежных метадаў, ужо пасля смерці вучонага, дазволілі эксперыментальна ўсталяваць лік атамаў, якое змяшчаецца ў 12 г (з'яўляецца атамнай адзінкай масы вугляроду) або ў малярных аб'ёмаў газу (пры Т = 273,15 Да і р = 101,32 кпа), роўным 22,41 л. Канстанту прынята пазначаць, як NA або радзей L. Яна названая ў гонар навукоўца - лік Авагадра, і складае яно, прыкладна, 6,022 • 1023. Гэта і ёсць колькасць малекул любога газу, які знаходзіцца ў аб'ёме 22,41 л, яно аднолькава і для лёгкіх газаў (вадароду), і для цяжкіх газаў (вуглякіслы газ). Закон Авагадра матэматычна можна выказаць: V / n = VM, дзе:

• V - аб'ём газу;
• n - колькасць рэчыва, якое з'яўляецца стаўленнем масы рэчыва да яго масе малярнай;
• VM - канстанта прапарцыйнасці або малярны аб'ём.

Амадео Авагадра належаў да высакароднай сямейства, які жыў у паўночнай частцы Італіі. Ён нарадзіўся 1776/08/09 ў Турыне. Яго бацька - Філіпа Авагадра - быў служачым судовага ведамства. Прозвішча на венецыянскім сярэднявечным дыялекце азначала адваката або чыноўніка, які ўзаемадзейнічаў з людзьмі. Па які існаваў тады традыцыі, пасады і прафесіі перадаваліся па спадчыне. Таму ў 20 гадоў Амадео Авагадра атрымаў ступень, стаўшы доктарам законоведения (царкоўнага). Фізіку і матэматыку ён пачаў самастойна вывучаць у 25 гадоў. У сваёй навуковай дзейнасці займаўся вывучэннем электрычных з'яў і даследаваннямі ў галіне электрахіміі. Аднак у гісторыю навукі Авагадра увайшоў, зрабіўшы да атомистической тэорыі вельмі важнае дапаўненне: увёў паняцце пра драбнюткай частачцы рэчывы (малекуле), здольнай існаваць самастойна. Гэта было важна для тлумачэння простых аб'ёмных адносін паміж газамі, якія ўступілі ў рэакцыю, а закон Авагадра стаў мець вялікае значэнне для развіцця навукі і шырока прымяняцца на практыцы.

Але адбылося гэта не адразу. Некаторымі хімікамі закон Авагадра быў прызнаны праз дзесяцігоддзі. Апанентамі італьянскага прафесара фізікі білі такія знакамітыя і прызнаныя навуковыя аўтарытэты, як Берцелиус, Дальтон, Дэйві. Іх памылкі прывялі да шматгадовых спрэчках аб хімічнай формуле малекулы вады, так як існавала меркаванне, што яе варта запісваць ня H2O, а HO або H2O2. І толькі закон Авагадра дапамог ўсталяваць склад малекул вады і іншых простых і складаных рэчываў. Амадео Авагадра сцвярджаў, што малекулы простых элементаў складаюцца з двух атамаў: O2, H2, Cl2, N2. З чаго вынікала, што рэакцыю паміж вадародам і хлорам, у выніку якой будзе ўтвораны Хлоравадарод, можна запісаць у выглядзе: Cl2 + H2 → 2HCl. Пры ўзаемадзеянні адной малекулы Cl2 з адной малекулай H2, утвараюцца дзве малекулы HCl. Аб'ём, які будзе займаць HCl, павінен быць у два разы больш за аб'ём кожнага, з якія ўступілі ў гэтую рэакцыю, кампанентаў, то ёсць павінен раўняцца іх сумарным аб'ёме. Толькі пачынаючы з 1860 году, пачаў актыўна ўжывацца закон Авагадра, і вынікі з яго дазволілі ўсталяваць сапраўдныя значэння атамных мас некаторых хімічных элементаў.

Адным з асноўных высноваў, зробленых на яго падставе, стала раўнанне, якое апісвае стан ідэальнага газу: p • VM = R • T, дзе:

• VM - малярны аб'ём;
• p - ціск газу;
• T - абсалютная тэмпература, Да;
• R - універсальная газавая пастаянная.

Аб'яднаны газавы закон таксама з'яўляецца следствам закона Авагадра. Пры сталай масе рэчывы выглядае, як (p • V) / T = n • R = const, а яго форма запісу: (p1 • V1) / T1 = (p2 • V2) / T2 дазваляе рабіць разлікі пры пераходзе газу з аднаго стану (пазначана індэксам 1) у іншае (з індэксам 2).

Закон Авагадра дазволіў зрабіць і другі немалаважны выснову, які адкрыў шлях для эксперыментальнага вызначэння малекулярных мас тых рэчываў, якія пры пераходзе ў газападобнае стан не раскладаюцца. M1 = M2 • D1, дзе:

• M1 - маса малярная для першага газу;
• M2 - маса малярная для другога газу;
• D1 - адносная шчыльнасць першага газу, якую усталёўваюць па вадароду або паветры (па вадароду: D1 = M1 / 2, па паветры D1 = M1 / 29, дзе 2 і 29 - гэта малярная маса вадароду і паветра адпаведна).