تعريف عدد أفوجادرو

عدد أفوجادرو هو عدد الوحدات في مول واحد من أي مادة يُعرّف على أنه وزنه الجزيئي بالجرام ، ويساوي 6.02214076 × 10²³ ، وقد تكون الوحدات عبارة عن إلكترونات أو ذرات أو أيونات أو جزيئات ، اعتمادًا على طبيعة المادة وخصائص التفاعل إن وجدت.

ما هو

المول

المول في الكيمياء هو وحدة علمية قياسية لقياس الكميات الكبيرة من الكيانات الصغيرة جدًا مثل الذرات ،الجزيئات ، أو الجسيمات المحددة الأخرى.

قانون افوجادرو

قانون أفوجادرو يوضح أنه في ظل نفس الظروف من درجة الحرارة و الضغط ، الأحجام المختلفة من غازات تحتوي على عدد متساو من الجزيئات ، يمكن اشتقاق هذه العلاقة التجريبية من النظرية الحركية للغازات بافتراض وجود غاز مثالي ، القانون صالح تقريبًا للغازات الحقيقية عند ضغوط منخفضة بدرجة كافية ودرجات حرارة عالية.

تم اقتراح القانون لأول مرة في عام 1811 بواسطة أميديو أفوجادرو ، أستاذ الفيزياء العليا في جامعة تورين لسنوات عديدة ، لكن لم يتم قبولها بشكل عام إلا بعد عام 1858 ، عندما بنى الكيميائي الإيطالي ستانيسلاو كانيزارو نظامًا منطقيًا للكيمياء قائمًا عليه ، وينص القانون على:[1]

ثابت الغاز= حجم الغاز÷كمية الغاز.
حجم الغاز= ثابت الغاز×كمية الغاز.

كيف اكتشفَ عدد أفوجادرو

خلافاً لمعتقدات أجيال من طلاب الكيمياء ، لم يكتشف أميديو أفوجادرو (1776-1856) رقم أفوجادرو ، عدد الجسيمات في الوحدة المعروفة باسم المول ، كان أفوجادرو محامياً مهتماً بالرياضيات والفيزياء ، وفي عام 1820 أصبح أول أستاذ للفيزياء في إيطاليا ، يشتهر أفوجادرو بفرضيته القائلة بأن أحجامًا متساوية من الغازات المختلفة عند نفس درجة الحرارة والضغط تحتوي على نفس عدد الجسيمات.

كان أول شخص قام بتقدير العدد الفعلي للجسيمات في كمية معينة من مادة ما هو جوزيف لوشميت ، وهو مدرس في مدرسة ثانوية نمساوية أصبح فيما بعد أستاذًا في جامعة فيينا ، في عام 1865 ، استخدم لوشميت النظرية الجزيئية الحركية لتقدير عدد الجسيمات في سنتيمتر مكعب واحد من الغاز في الظروف القياسية ، تُعرف هذه الكمية الآن باسم ثابت Loschmidt ، والقيمة المقبولة لهذا الثابت هي 2.6867773 × 10²⁵ م -.

استخدم الفيزيائي الفرنسي جان بابتيست بيرين مصطلح رقم أفوجادرو في عام 1909 ، أبلغ بيرين عن تقدير لعدد أفوجادرو بناءً على عمله على الحركة البراونية ، الحركة العشوائية للجسيمات المجهرية المعلقة في سائل أو غاز ، في السنوات التالية ، تم استخدام مجموعة متنوعة من التقنيات لتقدير حجم هذا الثابت الأساسي.

تتطلب التحديدات الدقيقة لرقم أفوجادرو قياس كمية واحدة على كل من المقياسين الذري والمرئي

باستخدام نفس وحدة القياس ، أصبح هذا ممكنًا لأول مرة عندما قام الفيزيائي الأمريكي روبرت ميليكان بقياس شحنة الإلكترون ، كانت الشحنة على مول من الإلكترونات معروفة لبعض الوقت وهي ثابتة تسمى فاراداي ، أفضل تقدير لقيمة فاراداي ، وفقًا للمعهد الوطني للمعايير والتكنولوجيا (NIST) ، هو 96485.3383 كولوم لكل مول من

الإلكترونات

، أفضل تقدير لشحنة

الإلكترون

بناءً على التجارب الحديثة هو 1.60217653 × 10-19 كولوم لكل إلكترون ، إذا قسمت الشحنة على مول من الإلكترونات على شحنة إلكترون واحد تحصل على قيمة عدد أفوجادرو 6.02214154 × 10²³جسيمًا لكل مول.

هناك طريقة أخرى لتحديد رقم Avogadro تبدأ بقياسات دقيقة لكثافة عينة عالية النقاء من مادة على المقياس العياني ، يتم بعد ذلك قياس كثافة هذه المادة على المقياس الذري باستخدام تقنيات حيود الأشعة السينية لتحديد عدد الذرات لكل وحدة خلية في البلورة والمسافة بين النقاط المكافئة التي تحدد وحدة الخلية.[2]

الحسابات الكيميائية برقم أفوجادرو والمول

يعد رقم أفوجادرو أساسيًا لفهم كل من تكوين الجزيئات وتفاعلاتها وتوليفاتها ، على سبيل المثال نظرًا لأن ذرة واحدة من الأكسجين سوف تتحد مع ذرتين من

الهيدروجين

لتكوين جزيء واحد من الماء (H 2 O) ، فإن مول واحد من الأكسجين (6.022 × 10²³ من ذرات O) سوف يتحد مع مولين من الهيدروجين (2 × 6.022 × 10²³من ذرات H) لصنع مول واحد من H 2 O.

خاصية أخرى لرقم أفوجادرو هي أن كتلة مول واحد من مادة ما تساوي الوزن الجزيئي لتلك المادة ، على سبيل المثال متوسط الوزن الجزيئي للماء هو 18.015 وحدة كتلة ذرية (amu) ، لذا فإن وزن مول واحد من الماء 18.015 جرامًا ، تبسط هذه الخاصية العديد من الحسابات الكيميائية لذلك هناك العديد من

استخدامات المول

.[3]

كيفية استخدام رقم أفوجادرو للعثور على الكتلة

رقم Avogadro يساوي تقريبًا 6.022 × 10²³ كما ذكرنا من قبل ، وهذه الكمية هي الأساس لوحدة قياس أخرى شائعة الاستخدام في الكيمياء تسمى المول ، والمو الواحد هو كمية مساوية لرقم أفوجادرو ، لذلك عندما يستخدم العلماء رقم أفوجادرو ، فإنهم عادة ما يقيسون الكميات المولية ، إحدى هذه الكميات المولية هي الكتلة المولية ، والتي تساوي عدد الجرامات لكل مول من تلك المادة ، الكتلة المولية لعنصر ما تساوي بسهولة عدد كتلته الذرية ، والذي يمكنك إيجاده في الجدول الدوري ، إذا كنت تعرف عدد الكتلة الذرية لعنصر ما وكتلة عينتك ، يمكنك إيجاد كتلة أي عنصر في العينة باستخدام المول.

مثال

: إذا كانت عينة من الماء تزن 13 جرامًا في دورقها وكتلة الدورق 3 جرام ، فإن كتلة الماء تبلغ 10 جرام.

الحل:

حدد الصيغة الكيميائية للمادة ، H2O.
أوجد عدد الكتلة الذرية لكل عنصر في المركب هذه المعلومات موجودة في

الجدول الدوري

، عادةً كرقم عشري أعلى أو أسفل الرمز الكيميائي ، عدد الكتلة الذرية يساوي أيضًا الكتلة بالجرام لمول واحد من هذا العنصر وهذا ما يسمى كتلتها المولية وفي هذا المثال عدد

الكتلة الذرية

للهيدروجين هو 1.0079 وعدد الكتلة الذرية للأكسجين 15.999 ، هذه الأرقام تساوي أيضًا الكتلة المولية لكل عنصر.
أضف الكتل المولية لكل عنصر في المركب لإيجاد الكتلة المولية الكلية للمادة أي 1.0079 + 1.0079 + 15.999 = 18.0148 ، وهنا كتلة كل مول من الماء 18.0148 جرام.
اقسم كتلة المركب على كتلته المولية لتحديد عدد المولات في العينة ، على سبيل المثال 10 جرام من الماء مقسومًا على 18.0148 جرامًا لكل مول يساوي 0.5551 مول ماء.
افحص الصيغة الكيميائية لتحديد النسبة بين مولات المركب ومولات كل عنصر ، وهنا يحتوي الماء على ذرتين من الهيدروجين وذرة واحدة من الأكسجين في كل جزيء ، لذلك ، يوجد في كل مول من الماء مولين من الهيدروجين وواحد من الأكسجين.
اضرب عدد مولات المركب في كل نسبة مركب إلى عنصر ، لإيجاد عدد مولات الهيدروجين ، اضرب 0.5551 مول من الماء في 2 مول من الهيدروجين لكل مول ماء ، 0.551 * 2 = 1.102 ، وبتالي يوجد 1.102 مول من الهيدروجين في العينة ، باستخدام نفس الطريقة ، يمكنك تحديد وجود 0.5551 مول من الأكسجين أيضًا.
اضرب عدد مولات كل عنصر في الكتلة المولية لهذا العنصر يمنحك هذا الكتلة الإجمالية لكل عنصر في العينة على سبيل المثال ، 1.102 * 1.0079 = 1.111 جرام من الهيدروجين ، وبالمثل 0.5551 * 15.999 = 8.881 جرام من الأكسجين.[4]