Lei de Avogadro Do que consiste, unidades de medida, experiência de Avogadro



O Lei de Avogadro Ele postula que um volume igual de todos os gases, na mesma temperatura e pressão, tem o mesmo número de moléculas. Amadeo Avogadro, físico italiano, propôs em 1811 duas hipóteses: a primeira diz que os átomos dos gases elementares estão juntos nas moléculas, em vez de existirem como átomos separados, como disse John Dalton.

A segunda hipótese diz que volumes iguais de gases a pressão e temperatura constantes têm o mesmo número de moléculas. A hipótese de Avogadro, relacionada ao número de moléculas de gases, não foi aceita até 1858, quando o químico italiano Stanislao Cannizaro construiu um sistema lógico de química baseado nela.

O seguinte pode ser deduzido da lei de Avogadro: para uma dada massa de um gás ideal, o seu volume e a quantidade de moléculas são diretamente proporcionais se a temperatura e a pressão são constantes. Isto também implica que o volume molar dos gases que se comportam idealmente é o mesmo para todos.

Por exemplo, dado um número de balões, rotulados de A a Z, eles são todos cheios até serem inflados para um volume de 5 litros. Cada letra corresponde a uma espécie gasosa diferente; isto é, suas moléculas têm suas próprias características. A lei de Avogadro afirma que todos os globos albergam a mesma quantidade de moléculas.

Se agora os balões são inflados para 10 litros, de acordo com a hipótese de que Avogadro terá introduzido o dobro da quantidade de moles de gás iniciais.

Índice

  • 1 O que consiste e unidades de medida
    • 1.1 Dedução do valor de R quando expresso em L · atm / K · mol
  • 2 Forma usual da lei de Avogadro
  • 3 Consequências e implicações
  • 4 origens
    • 4.1 Hipótese de Avogadro
    • 4,2 número Avogadro
  • 5 experimento Avogadro
    • 5.1 Experiência com recipientes comerciais
  • 6 exemplos
    • 6,1 O2 + 2H2 => 2H2O
    • 6,2 N2 + 3H2 => 2NH3
    • 6,3 N2 + O2 => 2NO
  • 7 referências

O que consiste e unidades de medida

A lei de Avogadro afirma que, para uma massa de um gás ideal, o volume do gás e o número de moles são diretamente proporcionais se a temperatura e a pressão forem constantes. Matematicamente, pode ser expresso com a seguinte equação:

V / n = K

V = volume do gás, geralmente expresso em litros.

n = quantidade da substância medida em moles.

Além disso, a chamada lei dos gases ideais tem o seguinte:

PV = nRT

P = pressão do gás é normalmente expressa em atmosferas (atm), em mm de mercúrio (mmHg) ou em Pascal (Pa).

V = volume do gás expresso em litros (L).

n = número de moles.

T = a temperatura do gás expressa em graus Celsius, graus Fahrenheit ou em graus Kelvin (0 ºC é equivalente a 273,15 K).

R = a constante universal dos gases ideais, que pode ser expressa em várias unidades, entre as quais se destacam: 0,08205 L · atm / K.mol (L · atm K-1.mol-1); 8,314 J / K.mol (J.K-1.mol-1) (J é joule); e 1.987 cal / Kmol (cal.K-1.mol-1) (cal é calorias).

Dedução do valor de R quando expresso em L· ATM / K· Mol

O volume ocupado por uma mole de gás em uma atmosfera de pressão e 0 ° C equivalente a 273K é de 22.414 litros.

R = PV / T

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

R = 0,082 L · atm / mol.K

A equação de gases ideais (PV = nRT) pode ser escrita da seguinte forma:

V / n = RT / P

Assumindo que a temperatura e a pressão são constantes, porque R é uma constante, então:

RT / P = K

Então:

V / n = K

Esta é uma consequência da lei de Avogadro: a existência de uma relação constante entre o volume ocupado por um gás ideal e o número de moles daquele gás, por uma temperatura e pressão constantes.

Forma típica da lei de Avogadro

Se você tem dois gases, a equação acima é transformada no seguinte:

V1/ n1= V2/ n2

Esta expressão também é escrita como:

V1/ V2= n1/ n2

O acima mostra a relação de proporcionalidade indicada.

Em sua hipótese, Avogadro apontou que dois gases ideais no mesmo volume e na mesma temperatura e pressão contêm um número igual de moléculas.

Por extensão, a mesma coisa acontece com gases reais; por exemplo, um volume igual de O2 e N2 Ele contém o mesmo número de moléculas quando está na mesma temperatura e pressão.

Gases reais mostram pequenos desvios do comportamento ideal. Contudo, a lei de Avogadro é aproximadamente válida para gases reais a uma pressão suficientemente baixa e a altas temperaturas.

Consequências e implicações

A conseqüência mais significativa da lei de Avogadro é que a constante R para gases ideais tem o mesmo valor para todos os gases.

R = PV / nT

Então, se R é constante para dois gases:

P1V1/ nT1= P2V2/ n2T2 = constante

Os sufixos 1 e 2 representam dois gases ideais diferentes. A conclusão é que a constante dos gases ideais para 1 mol de um gás é independente da natureza do gás. Então, o volume ocupado por essa quantidade de gás a uma dada temperatura e pressão será sempre o mesmo.

Uma consequência da aplicação da lei de Avogadro é a constatação de que uma mole de um gás ocupa um volume de 22.414 litros à pressão de 1 atmosfera e à temperatura de 0 ° C (273K).

Outra conseqüência óbvia é a seguinte: se a pressão e a temperatura forem constantes, quando a quantidade de gás aumentar, seu volume também aumentará.

Origens

Em 1811, Avogadro apresentou sua hipótese baseada na teoria atômica de Dalton e na lei de Gay-Lussac sobre os vetores de movimento das moléculas.

Gay-Lussac concluiu em 1809 que "os gases, quaisquer que sejam as proporções em que podem ser combinados, sempre dão origem a compostos cujos elementos medidos em volume são sempre múltiplos de outro".

O mesmo autor também mostrou que "as combinações de gases sempre se realizam segundo relações muito simples em volume".

Avogadro apontou que as reações químicas na fase gasosa envolvem espécies moleculares de reagentes e produtos.

De acordo com esta afirmação, a relação entre moléculas do reagente e do produto deve ser um número inteiro, uma vez que é pouco provável a existência de quebra de ligações, antes da reacção (átomos individuais). No entanto, as quantidades molares podem ser expressas com valores fracionários.

Por seu turno, a lei dos volumes de combinação afirma que a relação numérica entre os volumes gasosos é também simples e completa. Isso resulta em uma associação direta entre os volumes e o número de moléculas das espécies gasosas.

Hipótese de Avogadro

Avogadro propôs que as moléculas dos gases eram diatômicas. Isso explicava como dois volumes de hidrogênio molecular se combinam com um volume de oxigênio molecular para dar dois volumes de água.

Além disso, Avogadro proposto que se volumes iguais de gases contendo o mesmo número de partículas, a relação entre as densidades de gases deve ser igual à razão entre as massas moleculares destas partículas.

Obviamente, dividindo d1 d2 origina do quociente m1 / m2, uma vez que o volume ocupado pelas massas gasosas é o mesmo para ambas as espécies e cancelada:

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

d1 / d2 = m1 / m2

Número de Avogadro

Uma toupeira contém 6,022 x 1023 moléculas ou átomos. Esta figura é chamada de número de Avogadro, embora ele não tenha sido quem a calculou. Jean Pierre, Prêmio Nobel de 1926, fez as medidas correspondentes e sugeriu o nome em homenagem a Avogadro.

Experiência Avogadro

Uma simples demonstração da lei de Avogadro é colocar uma garrafa de vidro de ácido acético e, em seguida, adicionar bicarbonato de sódio, fechando a boca da garrafa com um balão que impede a entrada ou saída de um gás no interior da garrafa .

O ácido acético reage com o bicarbonato de sódio, produzindo assim a liberação de CO2. O gás se acumula no balão causando sua inflação. Teoricamente, o volume alcançado pelo balão é proporcional ao número de moléculas de CO2, conforme proposto pela lei de Avogadro.

No entanto, este experimento tem uma limitação: o balão é um corpo elástico; portanto, quando sua parede é distendida pelo acúmulo de CO2, gera uma força que se opõe ao seu relaxamento e tenta reduzir o volume do globo.

Experimente com recipientes comerciais

Outra experiência ilustrativa da lei de Avogadro é apresentada com o uso de latas de refrigerante e garrafas plásticas.

No caso de latas de refrigerante, o bicarbonato de sódio é derramado no interior e uma solução de ácido cítrico é então adicionada. Os compostos reagem uns com os outros produzindo a liberação de gás CO2, que se acumula dentro da lata.

Em seguida, é adicionada uma solução concentrada de hidróxido de sódio, que tem a função de "seqüestrar" o CO2. Então o acesso ao interior da lata é rapidamente fechado pelo uso de fita adesiva.

Após um certo tempo, observa-se que a lata é contraída, indicando que a presença de CO diminuiu2. Então, pode-se pensar que há uma diminuição no volume da lata que corresponde a uma diminuição no número de moléculas de CO2, de acordo com a lei de Avogadro.

No experimento com a mamadeira segue-se o mesmo procedimento que com a lata de refrigerante, e ao adicionar o NaOH a boca da mamadeira com a tampa é fechada; da mesma forma, uma contração da parede da garrafa é observada. Como resultado, a mesma análise pode ser realizada como no caso da lata de refrigerante.

Exemplos

As três imagens abaixo ilustram o conceito da lei de Avogadro, relacionando o volume ocupado pelos gases e o número de moléculas de reagentes e produtos.

O2 + 2H2 => 2H2O

O volume de gás hidrogênio é duplo, mas ocupa um recipiente do mesmo tamanho do oxigênio gasoso.

N2 + 3H2 => 2NH3

N2 + O2 => 2NO

Referências

  1. Bernard Fernandez, PhD. (Fevereiro de 2009). Duas hipóteses de Avogadro (1811). [PDF] Retirado de: bibnum.education.fr
  2. Nuria Martínez Medina. (5 de julho de 2012).Avogadro, o grande cientista italiano do século XIX. Retirado de: rtve.es
  3. Muñoz R. e Bertomeu Sánchez J.R. (2003) A história da ciência nos livros didáticos: a (s) hipótese de Avogadro, Teaching of science, 21 (1), 147-161.
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (1 de fevereiro de 2018). Qual é a lei de Avogadro? Retirado de: thoughtco.com
  5. Os editores da Enciclopédia Britânica. (26 de outubro de 2016). Lei de Avogadro. Enciclopédia Britânica. Retirado de: britannica.com
  6. Yang, S.P. (2002). Produtos domésticos usados ​​para fechar o contêiner e demonstrar a Lei de Avogadro. Chem. Educador. Vol .: 7, páginas: 37-39.
  7. Glasstone, S. (1968). Tratado de Química Física. 2da Edição Editorial Aguilar.