Принцип, который в 1811 году сформулировал итальянский химик Амадео Авогадро (1776-1856), гласит: при одинаковых температурах и давлении в равных объемах газов будет содержаться одинаковое число молекул, независимо от их химической природы и физических свойств. Это число является физической константой, численно равной количеству молекул, атомов, электронов ионов или других частиц, содержащихся в одном моле. Позднее гипотеза Авогадро, подтвержденная большим числом экспериментов, стала считаться для одним из основных законов, вошедшим в науку под названием закон Авогадро, и его следствия все основаны на утверждении, что моль любого газа, в случае одинаковых условий, будет занимать одинаковый объем, называемый молярным.
Сам Амадео Авогадро предполагал, что физическая константа является очень большой величиной, но только множество независимых методов, уже после смерти ученого, позволили экспериментально установить число атомов, содержащееся в 12 г (является атомной единицей массы углерода) или в молярном объеме газа (при Т = 273,15 К и р =101,32 кПа), равном 22,41 л. Константу принято обозначать, как NA или реже L. Она названа в честь ученого — число Авогадро, и равняется оно, примерно, 6,022 . 1023. Это и есть число молекул любого газа, находящегося в объеме 22,41 л, оно одинаково и для легких газов (водорода), и для тяжелых газов Закон Авогадро математически можно выразить: V / n = VM, где:
- V — объем газа;
- n — количество вещества, которое является отношением массы вещества к его массе молярной;
- VM — константа пропорциональности или молярный объем.
Принадлежал к благородному семейству, проживавшему в северной части Италии. Он родился 09.08.1776 в Турине. Его отец — Филиппо Авогадро — был служащим судебного ведомства. Фамилия на венецианском средневековом диалекте означала адвоката или чиновника, который взаимодействовал с людьми. По существовавшей в те времена традиции, должности и профессии передавались по наследству. Поэтому в 20 лет Амадео Авогадро получил степень, став доктором законоведения (церковного). Физику и математику он начал самостоятельно изучать в 25 лет. В своей научной деятельности занимался изучением и исследованиями в области электрохимии. Однако в историю науки Авогадро вошел, сделав к атомистической теории очень важное дополнение: ввел понятие о мельчайшей частице вещества (молекуле), способной существовать самостоятельно. Это было важно для объяснения простых объемных отношений между газами, вступившими в реакцию, а закон Авогадро стал иметь большое значение для развития науки и широко применяться на практике.
Но произошло это не сразу. Некоторыми химиками закон Авогадро был признан через десятилетия. Оппонентами итальянского профессора физики били такие знаменитые и признанные научные авторитеты, как Берцелиус, Дальтон, Дэви. Их заблуждения привели к многолетним спорам о химической формуле молекулы воды, так как существовало мнение, что ее следует записывать не H2O, а HO или H2O2. И только закон Авогадро помог установить состав и других простых и сложных веществ. Амадео Авогадро утверждал, что молекулы простых элементов состоят из двух атомов: O2, H2, Cl2, N2. Из чего следовало, что реакцию между водородом и хлором, в результате которой будет образован хлороводород, можно записать в виде: Cl2 + H2 → 2HCl. При взаимодействии одной молекулы Cl2 с одной молекулой H2, образуются две молекулы HCl. Объем, который будет занимать HCl, должен быть в два раза больше объема каждого, из вступивших в эту реакцию, компонентов, то есть должен равняться их суммарному объему. Только начиная с 1860 года, начал активно применяться закон Авогадро, и следствия из него позволили установить истинные значения атомных масс некоторых химических элементов.
Одним из основных выводов, сделанных на его основании, стало уравнение, описывающее состояние идеального газа: p .VM = R . T, где:
- VM — молярный объем;
- p — давление газа;
- T — абсолютная температура, К;
- R — универсальная газовая постоянная.
Объединенный также является следствием закона Авогадро. При постоянной массе вещества выглядит, как (p . V) / T = n . R = const, а его форма записи: (p1 . V1) / T1 = (p2 . V2) / T2 позволяет делать расчеты при переходе газа из одного состояния (обозначено индексом 1) в другое (с индексом 2).
Закон Авогадро позволил сделать и второй немаловажный вывод, открывший путь для экспериментального определения тех веществ, которые при переходе в газообразное состояние не разлагаются. M1 = M2 . D1, где:
- M1 — масса молярная для первого газа;
- M2 — масса молярная для второго газа;
- D1 — относительная плотность первого газа, которую устанавливают по водороду или воздуху (по водороду: D1 = M1 / 2, по воздуху D1 = M1 / 29, где 2 и 29 — это молярные массы водорода и воздуха соответственно).
Пусть температура постоянна (\(T=const \) ), давление не изменяется (\(p=const \) ), объем постоянный \((V=const) \) : \((N) \) - число частиц (молекул) любого идеального газа величина неизменная. Это утверждение называется законом Авогадро.
Закон Авогадро звучит следующим образом:
В равных объемах газов (V ) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р ) содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро был открыт в 1811 г Амедео Авогадро . Предпосылкой для этого стало правило кратных отношений: при одинаковых условиях объемы газов, вступающих в реакцию, находятся в простых соотношениях, как 1:1, 1:2, 1:3 и т. д.
Французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак установил закон объемных отношений:
Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.
Например, 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода; 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 1 л оксида серы (VI).
Реальные газы, как правило, являются смесью чистых газов - кислорода, водорода, азота, гелия и т. п. Например, воздух состоит из 77 % азота, 21 % кислорода, 1 % водорода, остальные - инертные и прочие газы. Каждый из них создает давление на стенки сосуда, в котором находится.
Парциальное давление Давление, которое в смеси газов создает каждый газ в отдельности, как будто он один занимает весь объем, называется парциальным давлением (от лат. partialis - частичный)
Нормальные условия: p = 760 мм рт. ст. или 101 325 Па , t = 0 °С или 273 К .
Следствия из закона Авогадро
Следствие 1 из закона Авогадро Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа равен 22,4 л . Этот объем называют молярным объемом \(V_{\mu} \)
где \(V_{\mu} \) - молярный объем газа (размерность л/моль); \(V \) - объем вещества системы; \(n \) - количество вещества системы. Пример записи: \(V_{\mu} \) газа (н.у.) = 22,4 л/моль.
Следствие 2 из закона Авогадро Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью \(D \)
где \(m_1 \) и \(m_2 \) - молярные массы двух газообразных веществ.
Величина \(D \) определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа \(m_1 \) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам \(D \) и \(m_2 \) можно найти молярную массу исследуемого газа: \(m_1 = D \cdot m_2 \)
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа \(V_{\mu} = 22,4 \) л/моль.
Относительную плотность чаще всего вычисляют по отношению к воздуху или водороду, используя, что молярные массы водорода и воздуха известны и равны, соответственно:
\[ {\mu }_{H_2}=2\cdot {10}^{-3}\frac{кг}{моль} \]
\[ {\mu }_{vozd}=29\cdot {10}^{-3}\frac{кг}{моль} \]
Очень часто при решении задач используется то, что при нормальных условиях (н.у.) (давлении в одну атмосферу или, что тоже самое \(p={10}^5Па=760\ мм\ рт.ст,\ t=0^o C \) ) молярный объем любого идеального газа:
\[ \frac{RT}{p}=V_{\mu }=22,4\cdot {10}^{-3}\frac{м^3}{моль}=22,4\frac{л}{моль}\ . \]
Концентрацию молекул идеального газа при нормальных условиях:
\[ n_L=\frac{N_A}{V_{\mu }}=2,686754\cdot {10}^{25}м^{-3}\ , \]
называют числом Лошмидта .
В вашем браузере отключен Javascript.Чтобы произвести расчеты, необходимо разрешить элементы ActiveX!
Итальянский физик и химик Лоренцо Романо Амедео Карло Авогадро родился в 1776 году в Турине в дворянской семье. Так как в то время принято было передавать профессии по наследству Авогадро в 16 лет окончил Туринский университет, а в 20 получил ученую степень доктора церковного права.
С 25 лет самостоятельно занимается изучением физики и математики. И в 1803 году Амедео представил свою первую научную работу по изучению свойств электричества в Туринскую академию. В 1809 году учёному предложили должность профессора в колледже города Верчелли, а с 1820 года учёный успешно преподаёт в Туринском университете. Преподавательской деятельностью занимался до 1850 года.
Авогадро проводил различные исследования по изучению физических и химических свойств и явлений. Его научные работы посвящены электрохимической теории, электричеству, удельной теплоемкости, номенклатуре химических соединений. Авогадро впервые определил атомные массы углерода, азота, кислорода, хлора и других элементов; установил количественный состав молекул многих веществ, среди которых водород, вода, аммиак, азот и другие. Но химики отвергали теории Авогадро, и работы учёного были непризнанны.
Лишь в 1860 году благодаря усилиям С. Канниццаро многие работы Авогадро были пересмотрены и оправданы. В честь фамилии ученого названо постоянное число молекул в 1 моле идеального газа – число Авогадро (физическая постоянная величина, численно равная количеству специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества = 6,0222310 23 . С этого времени начал широко применятся в химии закон Авогадро.
В 1811 году Авогадро установил закон, который утверждал, что в одинаковых объемах газов содержится равное число молекул при одинаковых температурах и давлении. А в 1814 году появляется статья учёного «Очерк об относительных массах молекул простых тел, или предполагаемых плотностях их газа, и о конституции некоторых из их соединений», в которой четко формулируется закон Авогадро.
Каким образом учёный пришёл к такому заключению?
Авогадро тщательно проанализировал результаты экспериментов Гей-Люссака и других ученых
и понял, как устроена молекула газа. Известно, что при протекании химической реакции между газами соотношение объемов этих газов такое же, как и их молекулярное соотношение. Получается, что можно, измеряя плотность разных газов, определять относительные массы молекул, из которых эти газы состоят, и атомов. То есть, если в 1 литре кислорода содержится столько молекул, сколько и в 1 литре водорода, то отношение плотностей этих газов равно отношение масс молекул. Авогадро отметил, что молекулы простых газах могут состоять и из нескольких атомов.
Закон Авогадро широко используется при расчетах по химическим формулам и уравнениям химических реакций, позволяет определять относительные молекулярные массы газов и количество молекул в моле любого вещества.
Если у Вас появились вопросы, Вы хотите более детально остановиться на данном материале или необходима помощь при решении задач, онлайн репетиторы всегда готовы помочь. В любое время и в любом месте ученик может обратиться за помощью к онлайн репетитору и получить консультацию по любому предмету школьной программы. Обучение проходит посредством специально разработанного программного обеспечения. Квалифицированные педагоги оказывают помощь при выполнении домашних заданий, объяснении непонятного материала; помогают подготовиться к ГИА и ЕГЭ. Ученик выбирает сам, проводить занятия с выбранным репетитором на протяжении длительного времени, или использовать помощь педагога только в конкретных ситуациях, когда возникают сложности с определённым заданием.
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
2.6. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)
В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.
Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем .
В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0 ° С (273К) и
101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа V m
.
Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа V m
= 22,4 л/моль.
Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным используется объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
где Р o , V o , Т o — давление, объем газа и температура при нормальных условиях (Р o = 101,3 кПа, Т o = 273К).
Если известна масса (m) или количество (n) газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева — Клапейрона: PV = n RT,
где n = m/M — отношение массы вещества к его молярной массе,
R — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль Ч К).
Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов
. Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:
где М 1 и М 2 — молярные массы двух газообразных веществ.
Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М 1) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М 2). По величинам D и М 2 можно найти молярную массу исследуемого газа: M 1 = D Ч M 2 .
6. Применение закона Авогадро. Молярный объем
Так как одинаковые объемы газа содержат одинаковое число молекул, то веса молекул пропорциональны плотности газов .
Плотность газа — это вес одного литра газа при температуре 0°С и давлении 760 мм ртутного столба (плотность кислорода — 1,429). Физическими методами ее можно установить очень точно (особенно если определяется молекулярный вес вещества еще неисследованного) таким способом: при соответствующих давлении и температуре определяется объем, занимаемый определенным весовым количеством испытуемого вещества; температура и давление пересчитываются на 0°С и 760 мм ртутного столба, и по полученному объему и весу вычисляется плотность газа или вещества в газообразном состоянии.
Если известен удельный вес газа или вещества в газообразном состоянии, то можно согласно соотнощению:
вычислить, что молекулярный вес испытуемого вещества:
т. е. молекулярный вес газа или вещества в газообразном состоянии равен удельному весу газа или вещества в газообразном состоянии, помноженному на число 22,41 .
Ввиду того, что это уравнение действительно во всех случаях, из него вытекает, что грамм-молекула или моль каждого газа, т. е. молярный объем каждого газа
Грамм-молекула или моль каждого газа или вещества в газообразном состоянии занимает при одинаковых температуре и давлении одинаковый объем . При нормальных условиях 0°С и 760 мм давления рт. ст. этот объем составляет 22,41 литра .
Рис. 5. При нормальных условиях (0°С и давлении 760 мм рт. ст. все газы занимают объем равный 22,41 литра (молярный объем)
На величине молярного объема газа и на молекулярных уравнениях основаны стехиометрические вычисления, в которых веса газов пересчитываются на их объем.
Вычислите, сколько литров кислорода получится разложением 250 г HgO и какой объем кислород будет занимать при нормальных условиях (0°С и 760 мм давления).
Для вычисления нужно воспользоваться молекулярным уравнением, ибо оно указывает отношения объемов:
из 432,32 г HgO получится 32 г кислорода (22,41) литра)
из 250 г HgO получится х г кислорода × литров
Закон авогадро примеры
Решение задач >> Моль. Закон Авогадро. Мольный объем газа
С 1961 г. в нашей стране введена Международная система единиц измерения (СИ). За единицу количества вещества принят моль. Моль — количество вещества системы, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько их содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества N a (число Авогадро), определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*10 23 молекул (моль-1).
Нетрудно показать, что масса 1 моля вещества (мольная масса), выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества, выражаемой в атомных единицах массы (а. е.м.). Например, относительная молекулярная масса кислорода (Мг) — 32 а.е.м., а мольная масса (М) — 32 г/моль.
Согласно закону Авогадро, в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Иными словами, одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. Вместе с тем, 1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем называется мольным объемом газа (Vо) и при нормальных условиях (0 °С = 273 К, давлении 101,325 кПа = 760 мм рт. ст. = 1 атм) равен 22,4 дм3. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через Vо, а давление — через Ро.
Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:
Ро / Р 1 = V 1 / Vо, или PV = const.
По закону Гей-Люссака при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т):
V 1 / T 1 = Vо / То или V / Т = const.
Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
PV / Т = PоVо / То, (*)
где Р и V — давление и объем газа при данной температуре Т; Ро и Vо — давление и объем газа при нормальных условиях (н. у.). Приведенное уравнение позволяет находить любую из указанных величин, если известны остальные.
При 25 °С и давлении 99,3 кПа (745 мм рт. ст.) некоторый газ занимает объем 152 см3. Найдите, какой объем займет этот же газ при 0 °С и давлении 101,33 кПа?
Подставляя данные задачи в уравнение (*) получим: Vо = PVТо / ТРо = 99,3*152*273 / 101,33*298 = 136,5 см3.
Выразите в граммах массу одной молекулы СО2.
Молекулярная масса СО2 равна 44,0 а.е.м. Следовательно, мольная масса СО2 равна 44,0 г/моль. В 1 моле СО2 содержится 6,02*10 23 молекул. Отсюда находим массу одной молекулы: m = 44,0 / 6,02-1023 = 7,31*10 -23 г.
Определите объем, который займет азот массой 5,25 г при 26 °С и давлении 98,9 кПа (742 мм рт. ст.).
Определяем количество N2, содержащееся в 5,25 г: 5,25 / 28 = 0,1875 моль, V, = 0,1875*22,4 = 4,20 дм3. Затем приводим полученный объем к указанным в задаче условиям: V = РоVоТ / РТо = 101,3*4,20*299 / 98,9*273 = 4,71 дм3.
Закон Авогадро
В 1811 г. Авогадро выдвинул гипотезу, согласно которой равные объемы всех газов при одинаковых температуре и давлении содержат одинаковое число молекул. Эта гипотеза впоследствии получила название закона Авогадро.
Амедео Авогадро (1776-1856)-итальянский физик и химик. Его крупнейшие достижения заключаются в том, что он: установил, что вода имеет химическую формулу H2O, а не НО, как считалось ранее; стал проводить различие между атомами и молекулами (более того, ввел сам термин «молекула») и между атомным «весом» и молекулярным «весом»; сформулировал свою знаменитую гипотезу (закон).
Число молекул в одном моле любого газа равно 6,022 -10″. Это число называется постоянной Авогадро и обозначается символом А. (Строго говоря, оно является не безразмерной численной величиной, а физической постоянной, имеющей размерность моль»1.) Постоянная Авогадро-это просто название числа 6,022-1023 (любых частиц-атомов, молекул, ионов, электродов, даже химических связей или химических уравнений).
Поскольку один моль любого газа всегда содержит одинаковое число молекул, из закона Авогадро следует, что один моль любого газа всегда занимает один и тот же объем. Этот объем для нормальных условий можно вычислить при помощи уравнения состояния идеального газа (4), полагая п = 1 и подставляя в него значения газовой постоянной R и стандартных температуры и давления в единицах системы СИ. Такой расчет показывает, что моль любого газа при нормальных условиях имеет объем 22,4 дм3. Эта величина называется молярный объем.
Плотность газа. Поскольку один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 дм3, нетрудно вычислить плотность газа. Например, один моль газообразного CO2 (44 г) занимает объем 22,4 дм3. Отсюда следует, что плотность CO2 при нормальных условиях равна
Следует обратить внимание на то, что этот расчет основан на двух предположениях, а именно: a) CO2 подчиняется закону Авогадро при нормальных условиях и б) CO2 представляет собой идеальный газ и, следовательно, подчиняется уравнению состояния идеального газа.
Позже мы убедимся, что свойство реальных газов, a CO2 является одним из них, при определенных условиях значительно отклоняется от свойств идеального газа.
Плотность водорода
На экспериментальном определении плотностей газов и их сопоставлении с плотностью водорода основывались первые в истории химии определения молекулярного «веса» многих газов и жидкостей. В таких определениях водороду всегда приписывали атомный «вес», равный единице.
Понятия атомный вес и молекулярный вес означают приблизительно то же самое, что и современные термины «относительная атомная Масса» и соответственно «относительная молекулярная масса».
www.himikatus.ru
Закон Авогадро
Формулировка закона Авогадро
Этот закон был сформулирован итальянским ученым Амедео Авогадро в 1811 г. в виде гипотезы, а потом получил экспериментальное подтверждение. Этот закон также можно вывести из основного уравнения молекулярно-кинетической теории:
Учитывая, что концентрация:
Из последнего выражения число молекул газа:
Очевидно, что при одинаковых условиях (одинаковых давлении и температуре) в равных объемах число молекул будет одинаковым.
Следствия из закона Авогадро
Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.
Следствие 1 из закона Авогадро. Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.
В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом :
Следствие 2 из закона Авогадро. Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью .
Закон Авогадро, открытый в 1811 г., сыграл большую роль в развитии хими. Прежде всего он способствовал признанию атомно-молекулярного учения, сформулированного впервые в середине XVIII в. М.В. Ломоносовым. Так, например, пользуясь числом Авогадро:
оказалось возможным вычислять не только абсолютные массы атомов и молекул, но и собственно линейные размеры этих частиц. Согласно закону Авогадро:
«В равных объёмах различных газов при постоянном давлении и температуре содержится одинаковое число молекул, равное »
Из закона Авогадро вытекает ряд важных следствий касающихся молярного объёма и плотности газов. Так, из закона Авогадро непосредственно следует, что одинаковое число молекул различных газов будут занимать одинаковый объём, равный 22,4 литра. Такой объём газов получил название молярного объёма . Верно и обратное – молярный объём различных газов одинаков и равен 22,4 л:
Действительно, поскольку 1 моль любого вещества содержит одинаковое число молекул, равное , то очевидно и их объёмы в газообразном состоянии при одинаковых условиях будут одинаковыми. Таким образом, при нормальных условиях (н.у.), т.е. при давлении 
и температуре молярный объём различных газов будет составлять 
. Количество вещества , объём и молярный объём газов могут быть связаны между собой в общем случае соотношением вида:
откуда соответственно:
В общем случае различают нормальные условия (н.у.):
к стандартным условиям относят:
Для того чтобы перевести температуру по шкале Цельсия в температуру по шкале Кельвина, используют следующее соотношение:
Массу собственно газа можно вычислить по значению его плотности , т.е.
Поскольку как было показано выше:
тогда очевидно:
откуда соответственно:
Из приведенных нами выше соотношений вида:
после подстановки в выражение:
также следует, что:
откуда соответственно:
и таким образом имеем:
Поскольку при нормальных условиях 1 моль любого занимает объём равный:
тогда соответственно:
Полученное таким образом соотношение достаточно важно для понимания 2-го следствия из закона Авогадро, которое в свою очередь непосредственно связано с таким понятием как относительная плотность газов . В общем случае, относительная плотность газов – величина, показывающая, во сколько раз один газ тяжелее или легче другого, т.е. во сколько раз плотность одного газа больше или меньше плотности другого, т.е. имеем соотношение вида:
Так, для первого газа имеем:
соответственно для второго газа:
тогда очевидно:
и таким образом:
Другими словами, относительная плотность газа есть отношение молекулярной массы исследуемого газа к молекулярной массе газа, с которым производится сравнение. Относительная плотность газа – безразмерная величина. Таким образом, для того чтобы вычислить относительную плотность одного газа по другому, достаточно знать молекулярные относительные молекулярные массы этих газов. Для того чтобы было понятно, с каким газом проводят сравнение, ставят индекс. Например, обозначает, что сравнение проводят с водороду и тогда говорят о плотности газа по водороду, не употребляя уже слово «относительная», принимая это как бы по умолчанию. Аналогично измерения проводят, беря в качестве газа сравнения – воздух. В этом случае указывают, что сравнение исследуемого газа проводят с воздухом . При этом средняя молекулярная масса воздуха принимается равной 29 , а поскольку относительная молекулярная масса и молярная масса численно совпадают, тогда:
Химическая формула исследуемого газа ставится рядом в скобках, например:
и читается как – плотность хлора по водороду. Зная относительную плотность одного газа по отношению к другому, можно вычислить молекулярную, а также молярную массу газа, даже если формула вещества неизвестна. Все приведенные выше соотношения относятся к так называемым нормальным условиям.
