Loi Avogadro en quoi consiste une unité de mesure, une expérience Avogadro

Le La loi d'Avogadro Il postule qu'un volume égal de tous les gaz, à la même température et à la même pression, a le même nombre de molécules. Amadeo Avogadro, physicien italien, a proposé en 1811 deux hypothèses: la première dit que les atomes des gaz élémentaires sont réunis dans les molécules au lieu d’exister séparément, comme l’a dit John Dalton.

La seconde hypothèse dit que des volumes égaux de gaz à pression et température constantes ont le même nombre de molécules. L'hypothèse d'Avogadro relative au nombre de molécules de gaz n'a pas été acceptée avant 1858, date à laquelle le chimiste italien Stanislao Cannizaro a construit un système logique de chimie basé sur celui-ci.

On peut déduire de la loi d'Avogadro ce qui suit: pour une masse donnée d'un gaz idéal, son volume et la quantité de molécules sont directement proportionnels si la température et la pression sont constantes. Cela implique également que le volume molaire des gaz qui se comportent idéalement est le même pour tous.

Par exemple, avec un certain nombre de ballons, étiquetés de A à Z, ils sont tous remplis jusqu'à ce qu'ils soient gonflés à un volume de 5 litres. Chaque lettre correspond à une espèce gazeuse différente; c'est-à-dire que leurs molécules ont leurs propres caractéristiques. La loi d'Avogadro affirme que tous les globes contiennent la même quantité de molécules.

Si maintenant les ballons sont gonflés à 10 litres, selon l'hypothèse d'Avogadro, ils auront introduit deux fois plus de moles de gaz initiales.

Index

• 1 De quoi il s'agit et des unités de mesure
  • 1.1 Déduction de la valeur de R exprimée en L · atm / K · mol
• 2 Forme habituelle de la loi d'Avogadro
• 3 Conséquences et implications
• 4 origines
  • 4.1 Hypothèse Avogadro
  • 4.2 Numéro Avogadro
• 5 expérience Avogadro
  • 5.1 Expérimenter avec des conteneurs commerciaux
• 6 exemples
  • 6,1 O2 + 2H2 => 2H2O
  • 6,2 N2 + 3H2 => 2NH3
  • 6,3 N2 + O2 => 2NO
• 7 références

En quoi cela consiste-t-il et unités de mesure

La loi d'Avogadro stipule que, pour une masse de gaz idéal, le volume du gaz et le nombre de moles sont directement proportionnels si la température et la pression sont constantes. Mathématiquement, il peut être exprimé avec l'équation suivante:

V / n = K

V = volume du gaz, généralement exprimé en litres.

n = quantité de substance mesurée en moles.

En outre, la loi dite des gaz parfaits comporte les éléments suivants:

PV = nRT

P = la pression du gaz est généralement exprimée en atmosphères (atm), en mm de mercure (mmHg) ou en Pascal (Pa).

V = le volume du gaz exprimé en litres (L).

n = nombre de moles.

T = la température du gaz exprimée en degrés Celsius, en degrés Fahrenheit ou en degrés Kelvin (0 ºC équivaut à 273,15K).

R = la constante universelle des gaz idéaux, qui peut être exprimée en plusieurs unités, parmi lesquelles se distinguent: 0,08205 L · atm / K.mol (L · atm K^-1.mol^-1); 8.314 J / K.mol (J.K^-1.mol^-1) (J est le joule); et 1,987 cal / Kmol (cal.K^-1.mol^-1) (la chaux est des calories).

Déduction de la valeur de R exprimée en L· ATM / K· Mol

Le volume occupé par une mole de gaz dans une atmosphère de pression et 0 ° C équivalent à 273K est de 22 414 litres.

R = PV / T

R = 1 atm x 22,414 (L / mol) / (273 ° K)

R = 0,082 L · atm / mol.K

L'équation des gaz parfaits (PV = nRT) peut être écrite comme suit:

V / n = RT / P

En supposant que la température et la pression sont constantes, car R est une constante, alors:

RT / P = K

Alors:

V / n = K

Ceci est une conséquence de la loi d'Avogadro: l'existence d'une relation constante entre le volume occupé par un gaz idéal et le nombre de moles de ce gaz, pour une température et une pression constantes.

Forme typique de la loi d'Avogadro

Si vous avez deux gaz, l'équation ci-dessus se transforme en ceci:

V₁/ n₁= V₂/ n₂

Cette expression est également écrite comme:

V₁/ V₂= n₁/ n₂

Ce qui précède montre la relation de proportionnalité indiquée.

Dans son hypothèse, Avogadro a souligné que deux gaz idéaux dans le même volume et à la même température et à la même pression contiennent un nombre égal de molécules.

Par extension, la même chose se produit avec les gaz réels; par exemple, un volume égal de O₂ et N₂ Il contient le même nombre de molécules à la même température et à la même pression.

Les gaz réels présentent de petites déviations par rapport au comportement idéal. Cependant, la loi d'Avogadro est approximativement valable pour les gaz réels à une pression suffisamment basse et à des températures élevées.

Conséquences et implications

La conséquence la plus significative de la loi d'Avogadro est que la constante R pour les gaz idéaux a la même valeur pour tous les gaz.

R = PV / nT

Donc, si R est constant pour deux gaz:

P₁V₁/ nT₁= P₂V₂/ n₂T₂ = constante

Les suffixes 1 et 2 représentent deux gaz idéaux différents. La conclusion est que la constante des gaz parfaits pour 1 mole de gaz est indépendante de la nature du gaz. Ensuite, le volume occupé par cette quantité de gaz à une température et à une pression données sera toujours le même.

L'une des conséquences de l'application de la loi d'Avogadro est la découverte qu'une mole de gaz occupe un volume de 22 414 litres à une pression de 1 atmosphère et à une température de 0 ° C (273 K).

Une autre conséquence évidente est la suivante: si la pression et la température sont constantes, lorsque la quantité de gaz augmente, son volume augmente également.

Les origines

En 1811, Avogadro présente son hypothèse basée sur la théorie atomique de Dalton et la loi de Gay-Lussac sur les vecteurs de mouvement des molécules.

Gay-Lussac conclut en 1809 que "les gaz, quelles que soient les proportions dans lesquelles ils peuvent être combinés, donnent toujours naissance à des composés dont les éléments mesurés en volume sont toujours des multiples d'un autre."

Le même auteur a également montré que "les combinaisons de gaz se font toujours selon des relations de volume très simples".

Avogadro a souligné que les réactions chimiques en phase gazeuse impliquent des espèces moléculaires des réactifs et des produits.

Selon cette affirmation, la relation entre les molécules des réactifs et les produits doit être traitée comme un nombre entier, car l'existence d'une rupture des liaisons avant la réaction (atomes individuels) n'est pas probable. Cependant, les quantités molaires peuvent être exprimées avec des valeurs fractionnaires.

Pour sa part, la loi des volumes combinés stipule que la relation numérique entre les volumes gazeux est également simple et complète. Cela se traduit par une association directe entre les volumes et le nombre de molécules des espèces gazeuses.

Hypothèse Avogadro

Avogadro a proposé que les molécules des gaz soient diatomiques. Cela explique comment deux volumes d'hydrogène moléculaire se combinent à un volume d'oxygène moléculaire pour donner deux volumes d'eau.

De plus, Avogadro a proposé que si les mêmes volumes de gaz contenaient le même nombre de particules, la relation entre les densités des gaz devrait être égale à la relation entre les masses moléculaires de ces particules.

Evidemment, la division de d1 entre d2 est à l'origine du quotient m1 / m2, puisque le volume occupé par les masses gazeuses est le même pour les deux espèces et est annulé:

d1 / d2 = (m1 / V) / (m2 / V)

d1 / d2 = m1 / m2

Numéro d'Avogadro

Un grain de beauté contient 6,022 x 10²³ des molécules ou des atomes. Ce chiffre s'appelle le numéro d'Avogadro, bien qu'il ne soit pas celui qui l'a calculé. Jean Pierre, prix Nobel de 1926, a effectué les mesures correspondantes et a proposé le nom en l'honneur d'Avogadro.

Expérience Avogadro

Une démonstration très simple de la loi d'Avogadro consiste à placer de l'acide acétique dans un flacon en verre et à ajouter ensuite du bicarbonate de sodium, en fermant la bouche du flacon avec un ballon qui empêche l'entrée ou la sortie d'un gaz à l'intérieur du flacon. .

L'acide acétique réagit avec le bicarbonate de sodium, produisant ainsi la libération de CO₂. Le gaz s'accumule dans le ballon et provoque son gonflement. Théoriquement, le volume atteint par le ballon est proportionnel au nombre de molécules de CO₂, comme proposé par la loi d'Avogadro.

Cependant, cette expérience a une limite: le ballon est un corps élastique; par conséquent, lorsque votre mur est distendu par l'accumulation de CO₂, il génère une force qui s'oppose à sa relaxation et tente de réduire le volume du globe.

Expérimentez avec des conteneurs commerciaux

Une autre expérience illustrant la loi d'Avogadro est présentée avec l'utilisation de canettes de soda et de bouteilles en plastique.

Dans le cas des canettes de soda, du bicarbonate de sodium est versé à l'intérieur et une solution d'acide citrique est ensuite ajoutée. Les composés réagissent les uns avec les autres en provoquant la libération de CO gazeux₂, qui s'accumule à l'intérieur de la boîte.

Ensuite, une solution concentrée d'hydroxyde de sodium est ajoutée, qui a pour fonction de "séquestrer" le CO₂. Ensuite, l'accès à l'intérieur de la boîte est rapidement fermé par l'utilisation de ruban adhésif.

Après un certain temps, on observe que la boîte est contractée, indiquant que la présence de CO a diminué₂. On pourrait alors penser qu'il y a une diminution du volume de la boîte qui correspond à une diminution du nombre de molécules de CO₂, conformément à la loi d'Avogadro.

Dans l'expérience avec la bouteille, la même procédure est suivie avec la canette de soda, et lors de l'ajout du NaOH, la bouche du flacon avec le couvercle est fermée; de même, une contraction de la paroi de la bouteille est observée. En conséquence, la même analyse peut être effectuée comme dans le cas de la canette de soda.

Des exemples

Les trois images ci-dessous illustrent le concept de la loi d'Avogadro, qui concerne le volume occupé par les gaz et le nombre de molécules de réactifs et de produits.

O₂ + 2h₂ => 2H₂O

Le volume de gaz hydrogène est double, mais il occupe un contenant de la même taille que celui de l'oxygène gazeux.

N₂ + 3h₂ => 2NH₃

N₂ + O₂ => 2NO

Références

1. Bernard Fernandez, PhD. (Février 2009). Deux hypothèses sur Avogadro (1811). [PDF] Tiré de: bibnum.education.fr
2. Nuria Martínez Medina. (5 juillet 2012).Avogadro, le grand scientifique italien du XIXe siècle. Tiré de: rtve.es
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4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (1er février 2018). Quelle est la loi d'Avogadro? Tiré de: thoughtco.com
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6. Yang, S. P. (2002). Produits ménagers utilisés pour fermer les conteneurs et démontrer la loi d'Avogadro. Chem. Educateur. Vol: 7, pages: 37-39.
7. Glasstone, S. (1968). Traité de chimie physique. 2^da Édition Editorial Aguilar.