NÚMERO DE AVOGADRO, NA = (6,022045±0,000031) 1023, o número de moléculas em um mol de qualquer substância ou o número de átomos em um mol de uma substância simples. O próprio Avogadro não fazia estimativas do número de moléculas em um determinado volume, mas entendia que se tratava de uma quantidade muito grande. 18 g H2O é o mesmo número de moléculas de H2O (Mr = 18), etc. Desde então, um grande número de métodos independentes para determinar o número de Avogadro foi desenvolvido. Um mol de uma substância contém o número de moléculas ou átomos igual à constante de Avogadro.

Atualmente (2016), o número de Avogadro ainda é uma quantidade mensurável (em vez de aceita por definição). Tendo tais objetos praticamente ideais, é possível contar com alta precisão o número de átomos de silício na bola e, assim, determinar o número de Avogadro. Esta hipótese foi mais tarde mostrada como uma consequência necessária da teoria cinética, e agora é conhecida como lei de Avogadro.

Cálculos usando o número de Avogadro.

A contagem do número de partículas em diferentes alturas na coluna de suspensão deu o número de Avogadro 6,82x1023. Usando o número de Avogadro, massas exatas de átomos e moléculas de muitas substâncias foram obtidas: sódio, 3,819×10–23 g (22,9898 g/6,02×1023), tetracloreto de carbono, 25,54×10–23 g, etc. Avogadro) - o número de elementos estruturais (átomos, moléculas, íons ou outras partículas) em 1 mol. Nome em honra de A. Avogadro, designado. A. p. é um dos fundamentos.

A constante de Avogadro é uma das constantes físicas fundamentais. Nomeado após A. Avogadro. Na época de Avogadro, sua hipótese não podia ser comprovada teoricamente. Assim, seguiu-se deles que volumes iguais de hidrogênio e cloro dão duas vezes o volume de cloreto de hidrogênio. Avogadro com todos os dados experimentais. O número de moléculas em um mol começou a ser chamado de constante de Avogadro (geralmente é denotado NA). Esta definição de uma toupeira persistiu por quase um século.

Mesmo no tempo de Cannizzaro, era óbvio que, como os átomos e as moléculas são muito pequenos e ninguém os viu ainda, a constante de Avogadro deve ser muito grande. Em primeiro lugar, ficou claro para eles que ambas as quantidades estão relacionadas entre si: quanto menores forem os átomos e as moléculas, maior será o número de Avogadro. A constante de Avogadro foi determinada por muitos métodos. Medindo a razão entre as intensidades da luz solar direta e aquela espalhada pelo céu azul, pode-se determinar a constante de Avogadro.

A constante de Avogadro é tão grande que é difícil imaginar. N é o número de moléculas em uma determinada amostra. Em outras palavras, um mol de uma substância está contido em sua massa, expressa em gramas e igual à massa molecular relativa (ou atômica) dessa substância.

Encontre a massa molar da água (H2O). 1 mol de água está contido em seus 0,018 kg e, portanto, MH2O = 0,018 kg/mol. O conhecimento do número de Avogadro também permite estimar o tamanho das moléculas ou o volume V0 por molécula.

Materiais adicionais sobre o tema: Física molecular. Mariposa. constante de Avogadro. A quantidade de substância.

A primeira tentativa de encontrar o número de moléculas que ocupam um determinado volume foi feita em 1865 por Y. Loschmidt. Decorreu dos cálculos de Loschmidt que, para o ar, o número de moléculas por unidade de volume é 1,81 1018 cm-3, o que é cerca de 15 vezes menor que o valor real. De fato, 1 cm³ de um gás ideal em condições normais contém 2,68675 1019 moléculas.

Cálculos quantitativos em química

A excelente concordância dos valores obtidos é uma evidência convincente do número real de moléculas. Uma das constantes fundamentais, que podem ser usadas para determinar quantidades como, por exemplo, a massa de um átomo ou molécula (veja abaixo), a carga de um elétron, etc.

Calculadoras de física

O número de Faraday pode ser determinado medindo a quantidade de eletricidade necessária para dissolver ou precipitar 1 mol de prata. Também pode ser demonstrado que 1 g de sódio deve conter aproximadamente 3 × 1022 átomos desse elemento. constante de Boltzmann, constante de Faraday, etc.). Um dos melhores experimentos.

Definição baseada na medição da carga de um elétron.

Em geral, estou completamente confuso =) se alguém puder me explicar isso, ficarei muito grato! As menores partículas - moléculas, átomos, íons, elétrons - participam de processos químicos. A massa molar de uma substância (M) é a massa de um mol dessa substância.

Os experimentos de Perrin.

Ele entra em algumas outras constantes, por exemplo, na constante de Boltzmann. Os valores do peso molecular relativo são calculados a partir dos valores da massa atômica relativa, levando em consideração o número de átomos de cada elemento na fórmula unitária de uma substância complexa. Átomos e moléculas são partículas extremamente pequenas, portanto, as porções de substâncias que são tomadas para reações químicas são caracterizadas por quantidades físicas correspondentes a um grande número de partículas.

A quantidade de uma substância é uma quantidade física diretamente proporcional ao número de partículas que compõem uma determinada substância e estão incluídas em uma determinada porção dessa substância. Em cálculos químicos, a massa de reagentes e produtos gasosos é frequentemente substituída por seus volumes. Esta constante física é o volume molar do gás em condições normais.

Foi a lei de Avogadro que ajudou os cientistas a determinar corretamente as fórmulas de muitas moléculas e calcular as massas atômicas de vários elementos.

Mais de 20 métodos independentes para determinar a constante de Avogadro são conhecidos, por exemplo. com base na medição da carga de um elétron ou a quantidade de eletricidade necessária para eletrolítica. E quando as tropas de Napoleão ocuparam o norte da Itália, Avogadro tornou-se secretário da nova província francesa. De fato, se 1 litro de hidrogênio contém o mesmo número de moléculas que 1 litro de oxigênio, então a razão das densidades desses gases é igual à razão das massas das moléculas.

Para isso, foi necessário apenas analisar os resultados de outros experimentos semelhantes. Isso se deve em parte à falta de um registro simples e claro das fórmulas e equações das reações químicas naqueles dias. Do ponto de vista dessa teoria, era impossível imaginar uma molécula de oxigênio consistindo de dois átomos igualmente carregados!

Avogadro enfatizou que as moléculas dos gases não precisam consistir em átomos únicos, mas podem conter vários átomos - iguais ou diferentes.

A pedra angular da teoria atômica moderna, escreveu Cannizzaro, é a teoria de Avogadro... ?

Quanto mais átomos ou moléculas em um corpo macroscópico, obviamente mais substância está contida nesse corpo. O número de moléculas em corpos macroscópicos é enorme. Esse valor foi chamado de número de Loschmidt (ou constante). Volumes iguais de gases diferentes sob as mesmas condições contêm o mesmo número de moléculas.

21 de janeiro de 2017

Conhecendo a quantidade de uma substância em mols e o número de Avogadro, é muito fácil calcular quantas moléculas estão contidas nessa substância. Basta multiplicar o número de Avogadro pela quantidade da substância.

N=NA *ν

E se você veio à clínica para fazer exames, digamos, sangue para açúcar, sabendo o número de Avogadro, você pode calcular facilmente o número de moléculas de açúcar no sangue. Bem, por exemplo, a análise mostrou 5 mol. Multiplicamos este resultado pelo número de Avogadro e obtemos 3.010.000.000.000.000.000.000.000 peças. Olhando para esta figura, fica claro por que eles se recusaram a medir moléculas em pedaços e começaram a medi-las em moles.

Massa molar (M).

Se a quantidade de uma substância é desconhecida, então ela pode ser encontrada dividindo a massa da substância por sua massa molar.

N=N A * m / M .

A única pergunta que pode surgir aqui é: “qual é a massa molar?” Não, esta não é a massa do pintor, como pode parecer!!! Massa molaré a massa de um mol de uma substância. Tudo é simples aqui, se um mol contém partículas N A (ou seja, igual ao número de Avogadro), então, multiplicando a massa de uma dessas partículas m0 pelo número de Avogadro, obtemos a massa molar.

M=m0 *NA.

Massa molaré a massa de um mol de uma substância.

E é bom que ela seja conhecida, mas se não? Teremos que calcular a massa de uma molécula m 0 . Mas isso também não é um problema. Você só precisa conhecer sua fórmula química e ter a tabela periódica em mãos.

Peso molecular relativo (Mr).

Se o número de moléculas em uma substância é um valor muito grande, então a massa de uma molécula m0, pelo contrário, é um valor muito pequeno. Portanto, para facilitar os cálculos, introduzimos peso molecular relativo (Mr). Esta é a razão entre a massa de uma molécula ou átomo de uma substância para 1/12 da massa de um átomo de carbono. Mas não se assuste com isso, para átomos é indicado na tabela periódica, e para moléculas é calculado como a soma das massas moleculares relativas de todos os átomos na molécula. O peso molecular relativo é medido em unidades de massa atômica (a.m.u.), em quilogramas 1 u = 1,67 10-27 kg. Sabendo disso, podemos determinar facilmente a massa de uma molécula multiplicando a massa molecular relativa por 1,67 10 -27 .

m 0 \u003d M r * 1,67 * 10 -27.

Peso molecular relativo- a razão entre a massa de uma molécula ou átomo de uma substância e 1/12 da massa de um átomo de carbono.

Relação entre pesos molares e moleculares.

Lembre-se da fórmula para encontrar a massa molar:

M=m0 *NA.

Como m 0 \u003d M r * 1,67 10 -27, podemos expressar a massa molar como:

M=M r *NA *1,67 10 -27 .

Agora, se multiplicarmos o número de Avogadro NA por 1,67 10 -27, obtemos 10 -3, ou seja, para descobrir a massa molar de uma substância, basta multiplicar seu peso molecular por 10 -3.

M=M r *10 -3

Mas não se apresse em fazer tudo isso calculando o número de moléculas. Se conhecemos a massa de uma substância m, dividindo-a pela massa de uma molécula m 0, obtemos o número de moléculas nessa substância.

N=m/m0

Claro, é uma tarefa ingrata para as moléculas contar, não apenas elas são pequenas, elas também estão em constante movimento. Isso e olha você vai se perder, e vai ter que contar de novo. Mas na ciência, como no exército, existe a palavra “necessário” e, portanto, até átomos e moléculas foram contados ...

Doutor em Ciências Físicas e Matemáticas Evgeny Meilikhov

Introdução (abreviada) ao livro: número de Meilikhov EZ Avogadro. Como ver um átomo. - Dolgoprudny: Editora "Intelecto", 2017.

O cientista italiano Amedeo Avogadro, contemporâneo de A. S. Pushkin, foi o primeiro a entender que o número de átomos (moléculas) em um grama-átomo (mole) de uma substância é o mesmo para todas as substâncias. O conhecimento desse número abre caminho para estimar o tamanho dos átomos (moléculas). Durante a vida de Avogadro, sua hipótese não recebeu o devido reconhecimento.

A história do número de Avogadro é o assunto de um novo livro de Evgeny Zalmanovich Meilikhov, professor do Instituto de Física e Tecnologia de Moscou, pesquisador-chefe do Centro Nacional de Pesquisa "Instituto Kurchatov".

Se, como resultado de alguma catástrofe mundial, todo o conhecimento acumulado fosse destruído e apenas uma frase chegasse às futuras gerações de seres vivos, então qual afirmação, composta pelo menor número de palavras, traria mais informações? Acredito que esta seja a hipótese atômica: ... todos os corpos são compostos de átomos - pequenos corpos que estão em constante movimento.
R. Feynman. Feynman palestras sobre física

O número de Avogadro (constante de Avogadro, constante de Avogadro) é definido como o número de átomos em 12 gramas do isótopo puro carbono-12 (12 C). Geralmente é denotado como NA, menos frequentemente L. O valor do número de Avogadro recomendado pelo CODATA (grupo de trabalho sobre constantes fundamentais) em 2015: NA = 6,02214082(11) 10 23 mol -1. Um mol é a quantidade de uma substância que contém N A elementos estruturais (isto é, tantos elementos quantos são os átomos em 12 g 12 C), e os elementos estruturais são geralmente átomos, moléculas, íons, etc. unidade de massa (a.e. .m) é igual a 1/12 da massa de um átomo de 12 C. Um mol (grama-mol) de uma substância tem uma massa (massa molar), que, quando expressa em gramas, é numericamente igual ao peso molecular desta substância (expresso em unidades de massa atômica). Por exemplo: 1 mol de sódio tem uma massa de 22,9898 g e contém (aproximadamente) 6,02 10 23 átomos, 1 mol de fluoreto de cálcio CaF 2 tem uma massa de (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g e contém (aproximadamente) 6 . 02 10 23 moléculas.

No final de 2011, na XXIV Conferência Geral de Pesos e Medidas, foi aprovada por unanimidade uma proposta para definir o mol em uma futura versão do Sistema Internacional de Unidades (SI) de forma a evitar sua vinculação à definição do grama. Supõe-se que em 2018 o mol será determinado diretamente pelo número de Avogadro, ao qual será atribuído um valor exato (sem erro) com base nos resultados de medição recomendados pela CODATA. Até agora, o número de Avogadro não é aceito por definição, mas um valor medido.

Essa constante tem o nome do famoso químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856), que, embora ele mesmo não conhecesse esse número, entendeu que era um valor muito grande. No início do desenvolvimento da teoria atômica, Avogadro apresentou uma hipótese (1811), segundo a qual, à mesma temperatura e pressão, volumes iguais de gases ideais contêm o mesmo número de moléculas. Esta hipótese foi mais tarde mostrada como uma consequência da teoria cinética dos gases, e agora é conhecida como lei de Avogadro. Pode ser formulado da seguinte forma: um mol de qualquer gás na mesma temperatura e pressão ocupa o mesmo volume, em condições normais iguais a 22,41383 litros (condições normais correspondem à pressão P 0 \u003d 1 atm e temperatura T 0 \u003d 273,15 K ). Essa quantidade é conhecida como volume molar do gás.

A primeira tentativa de encontrar o número de moléculas que ocupam um determinado volume foi feita em 1865 por J. Loschmidt. De seus cálculos, concluiu-se que o número de moléculas por unidade de volume de ar é 1,8,10 18 cm -3, o que, como se viu, é cerca de 15 vezes menor que o valor correto. Oito anos depois, J. Maxwell deu uma estimativa muito mais próxima da verdade - 1,9·10 19 cm -3. Finalmente, em 1908, Perrin dá uma estimativa já aceitável: NA = 6,8·10 23 mol -1 número de Avogadro, encontrado em experimentos sobre movimento browniano.

Desde então, um grande número de métodos independentes foi desenvolvido para determinar o número de Avogadro, e medições mais precisas mostraram que na realidade existem (aproximadamente) 2,69 x 10 19 moléculas em 1 cm 3 de um gás ideal em condições normais. Essa quantidade é chamada de número de Loschmidt (ou constante). Corresponde ao número de Avogadro N A ≈ 6,02·10 23 .

O número de Avogadro é uma das constantes físicas importantes que desempenharam um papel importante no desenvolvimento das ciências naturais. Mas é uma "constante física universal (fundamental)"? O termo em si não é definido e geralmente está associado a uma tabela mais ou menos detalhada dos valores numéricos das constantes físicas que devem ser usadas na resolução de problemas. A este respeito, as constantes físicas fundamentais são muitas vezes consideradas aquelas quantidades que não são constantes da natureza e devem sua existência apenas ao sistema de unidades escolhido (como, por exemplo, as constantes magnéticas e elétricas do vácuo) ou acordos internacionais condicionais (como, por exemplo, exemplo, a unidade de massa atômica). O número de constantes fundamentais geralmente inclui muitas quantidades derivadas (por exemplo, a constante do gás R, o raio clássico do elétron r e = e 2 /m e c 2, etc.) ou, como no caso do volume molar, o valor de algum parâmetro físico relacionadas a condições experimentais específicas que são escolhidas apenas por razões de conveniência (pressão 1 atm e temperatura 273,15 K). Deste ponto de vista, o número de Avogadro é uma constante verdadeiramente fundamental.

Este livro é dedicado à história e ao desenvolvimento de métodos para determinar esse número. O épico durou cerca de 200 anos e em diferentes estágios foi associado a uma variedade de modelos físicos e teorias, muitos dos quais não perderam sua relevância até hoje. As mentes científicas mais brilhantes participaram dessa história - basta citar A. Avogadro, J. Loschmidt, J. Maxwell, J. Perrin, A. Einstein, M. Smoluchovsky. A lista poderia continuar e continuar...

O autor deve admitir que a ideia do livro não pertence a ele, mas a Lev Fedorovich Soloveichik, seu colega de classe no Instituto de Física e Tecnologia de Moscou, um homem que estava envolvido em pesquisa e desenvolvimento aplicado, mas permaneceu um romântico físico de coração. Esta é uma pessoa que (uma das poucas) continua “mesmo em nossa época cruel” a lutar por uma verdadeira educação física “superior” na Rússia, aprecia e, no melhor de sua capacidade, promove a beleza e a elegância das idéias físicas . Sabe-se que do enredo, que A. S. Pushkin apresentou a N. V. Gogol, surgiu uma comédia brilhante. Claro, este não é o caso aqui, mas talvez este livro também seja útil para alguém.

Este livro não é uma obra de "ciência popular", embora possa parecer à primeira vista. Ele discute a física séria contra algum contexto histórico, usa matemática séria e discute modelos científicos bastante complexos. Na verdade, o livro é composto por duas partes (nem sempre bem demarcadas), destinadas a diferentes leitores - alguns podem achar interessante do ponto de vista histórico e químico, enquanto outros podem se concentrar no lado físico e matemático do problema. O autor tinha em mente um leitor curioso - um estudante da Faculdade de Física ou Química, não alheio à matemática e apaixonado pela história da ciência. Existem alunos assim? O autor não sabe a resposta exata para essa pergunta, mas, com base em sua própria experiência, espera que sim.

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> Número de Avogadro

Descubra o que é Número de Avogadro em orações. Estude a relação entre a quantidade de substância das moléculas e o número de Avogadro, movimento browniano, constante de gás e Faraday.

O número de moléculas em um mol é chamado de número de Avogadro, que é 6,02 x 10 23 mol -1.

Tarefa de aprendizagem

• Entenda a relação entre o número de Avogadro e os mols.

Pontos chave

• Avogadro sugeriu que, no caso de pressão e temperatura uniformes, volumes iguais de gás contêm o mesmo número de moléculas.
• A constante de Avogadro é um fator importante, pois liga outras constantes e propriedades físicas.
• Albert Einstein acreditava que esse número poderia ser derivado das quantidades de movimento browniano. Foi medido pela primeira vez em 1908 por Jean Perrin.

Termos

• A constante do gás é a constante universal (R) resultante da lei dos gases ideais. É extraído da constante de Boltzmann e do número de Avogadro.
• A constante de Faraday é a quantidade de carga elétrica por mol de elétrons.
• O movimento browniano é o deslocamento aleatório de elementos formados devido a impactos com moléculas individuais em um líquido.

Se você se deparar com uma mudança na quantidade de uma substância, é mais fácil usar uma unidade diferente do número de moléculas. O mol é a unidade básica no sistema internacional e transporta uma substância contendo tantos átomos quantos os armazenados em 12 g de carbono-12. Essa quantidade de substância é chamada de número de Avogadro.

Ele conseguiu estabelecer uma relação entre as massas do mesmo volume de gases diferentes (sob condições de mesma temperatura e pressão). Isso contribui para a relação de seus pesos moleculares

O número de Avogadro transmite o número de moléculas em um grama de oxigênio. Não esqueça que esta é uma indicação da característica quantitativa de uma substância, e não um tamanho de medição independente. Em 1811, Avogadro supôs que o volume de um gás pode ser proporcional ao número de átomos ou moléculas, e isso não será afetado pela natureza do gás (o número é universal).

Jean Perinne ganhou o Prêmio Nobel de Física em 1926 por derivar a constante de Avogadro. Então o número de Avogadro é 6,02 x 10 23 mol -1.

significado científico

A constante de Avogadro desempenha o papel de um elo importante nas observações naturais macro e microscópicas. Isso meio que constrói uma ponte para outras constantes e propriedades físicas. Por exemplo, estabelece uma relação entre a constante do gás (R) e Boltzmann (k):

R = kNA = 8,314472 (15) J mol -1 K -1 .

E também entre a constante de Faraday (F) e a carga elementar (e):

F = NA e = 96485,3383 (83) C mol -1 .

Cálculo constante

A definição do número afeta o cálculo da massa de um átomo, que é obtido dividindo-se a massa de um mol de gás pelo número de Avogadro. Em 1905, Albert Einstein sugeriu derivá-lo com base nas magnitudes do movimento browniano. Foi essa ideia que Jean Perrin testou em 1908.

A lei de Avogadro em química ajuda a calcular o volume, a massa molar, a quantidade de uma substância gasosa e a densidade relativa de um gás. A hipótese foi formulada por Amedeo Avogadro em 1811 e posteriormente confirmada experimentalmente.

Lei

Joseph Gay-Lussac foi o primeiro a estudar as reações dos gases em 1808. Formulou as leis da expansão térmica dos gases e das proporções volumétricas, tendo obtido do cloreto de hidrogênio e da amônia (dois gases) uma substância cristalina - NH 4 Cl (cloreto de amônio). Descobriu-se que, para criá-lo, é necessário levar os mesmos volumes de gases. Além disso, se um gás estivesse em excesso, a parte “extra” após a reação permaneceria sem uso.

Um pouco mais tarde, Avogadro formulou a conclusão de que, nas mesmas temperaturas e pressões, volumes iguais de gases contêm o mesmo número de moléculas. Neste caso, os gases podem ter diferentes propriedades químicas e físicas.

Arroz. 1. Amedeo Avogadro.

Duas consequências decorrem da lei de Avogadro:

• primeiro - um mol de gás em condições iguais ocupa o mesmo volume;
• segundo - a razão das massas de volumes iguais de dois gases é igual à razão de suas massas molares e expressa a densidade relativa de um gás em função de outro (indicado por D).

As condições normais (n.s.) são pressão P=101,3 kPa (1 atm) e temperatura T=273 K (0°C). Em condições normais, o volume molar de gases (o volume de uma substância em sua quantidade) é de 22,4 l / mol, ou seja, 1 mol de gás (6,02 ∙ 10 23 moléculas - número constante de Avogadro) ocupa um volume de 22,4 litros. O volume molar (V m) é um valor constante.

Arroz. 2. Condições normais.

Solução de problemas

O principal significado da lei é a capacidade de realizar cálculos químicos. Com base na primeira consequência da lei, você pode calcular a quantidade de matéria gasosa através do volume usando a fórmula:

onde V é o volume de gás, V m é o volume molar, n é a quantidade de substância, medida em mols.

A segunda conclusão da lei de Avogadro diz respeito ao cálculo da densidade relativa de um gás (ρ). A densidade é calculada usando a fórmula m/V. Se considerarmos 1 mol de gás, a fórmula da densidade ficará assim:

ρ (gás) = M/V m ,

onde M é a massa de um mol, ou seja. massa molar.

Para calcular a densidade de um gás a partir de outro gás, é necessário conhecer a densidade dos gases. A fórmula geral para a densidade relativa de um gás é a seguinte:

D(y)x = ρ(x) / ρ(y),

onde ρ(x) é a densidade de um gás, ρ(y) é a densidade do segundo gás.

Se substituirmos o cálculo da densidade na fórmula, obtemos:

D (y) x \u003d M (x) / V m / M (y) / V m.

O volume molar diminui e permanece

D(y)x = M(x)/M(y).

Considere a aplicação prática da lei no exemplo de dois problemas:

• Quantos litros de CO 2 serão obtidos a partir de 6 mol de MgCO 3 na reação de decomposição de MgCO 3 em óxido de magnésio e dióxido de carbono (n.o.)?
• Qual é a densidade relativa do CO 2 para o hidrogênio e para o ar?

Vamos resolver o primeiro problema primeiro.

n(MgCO3) = 6 mol

MgCO 3 \u003d MgO + CO 2

A quantidade de carbonato de magnésio e dióxido de carbono é a mesma (uma molécula cada), portanto n (CO 2) \u003d n (MgCO 3) \u003d 6 mol. A partir da fórmula n \u003d V / V m, você pode calcular o volume:

V = nVm, i.e. V (CO 2) \u003d n (CO 2) ∙ V m \u003d 6 mol ∙ 22,4 l / mol \u003d 134,4 l

Resposta: V (CO 2) \u003d 134,4 l

Solução do segundo problema:

• D (H2) CO 2 \u003d M (CO 2) / M (H 2) \u003d 44 g / mol / 2 g / mol \u003d 22;
• D (ar) CO 2 \u003d M (CO 2) / M (ar) \u003d 44 g / mol / 29 g / mol \u003d 1,52.

Arroz. 3. Fórmulas para a quantidade de substância em volume e densidade relativa.

As fórmulas da lei de Avogadro só funcionam para substâncias gasosas. Não se aplicam a líquidos e sólidos.

O que aprendemos?

De acordo com a formulação da lei, volumes iguais de gases nas mesmas condições contêm o mesmo número de moléculas. Em condições normais (n.c.), o valor do volume molar é constante, i.e. V m para gases é sempre 22,4 l/mol. Segue-se da lei que o mesmo número de moléculas de gases diferentes em condições normais ocupam o mesmo volume, bem como a densidade relativa de um gás em outro - a razão entre a massa molar de um gás e a massa molar do segundo gás.

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