Was ist ein em? Atomare Masseneinheit. Avogadros Nummer. Molekularmasse von Stoffen nichtmolekularer Struktur
Und gleich 1/12 der Masse dieses Nuklids.
Empfohlen für die Verwendung durch IUPAP in und IUPAC in Jahren. Englische Begriffe werden offiziell empfohlen Atomare Masseneinheit (a.m.u.) und genauer - einheitliche atomare Masseneinheit (u.a.m.u.)(eine universelle atomare Masseneinheit, die jedoch in russischsprachigen wissenschaftlichen und technischen Quellen seltener verwendet wird).
1 a. e.m., ausgedrückt in Gramm, ist numerisch gleich dem Kehrwert der Avogadro-Zahl, also 1/N A, ausgedrückt in mol -1. Die Molmasse eines bestimmten Elements, ausgedrückt in Gramm pro Mol, ist numerisch dasselbe wie die Masse des Moleküls dieses Elements, ausgedrückt in a. essen.
Da die Massen von Elementarteilchen üblicherweise in Elektronenvolt ausgedrückt werden, ist der Umrechnungsfaktor zwischen eV und a wichtig. essen. :
1 a. e.m. ≈ 0,931 494 028(23) GeV/ C²; 1 GeV/ C² ≈ 1,073 544 188(27) a. e.m. 1 a. e.m. kg.
Geschichte
Das Konzept der Atommasse wurde 1995 von John Dalton eingeführt; die Maßeinheit der Atommasse war zunächst die Masse des Wasserstoffatoms (die sogenannte Wasserstoffskala). Berzelius veröffentlichte eine Tabelle mit Atommassen, bezogen auf die Atommasse von Sauerstoff, angenommen mit 103. Berzelius‘ System der Atommassen setzte sich bis in die 1860er Jahre durch, als Chemiker erneut die Wasserstoffskala übernahmen. Sie wechselten jedoch zur Sauerstoffskala, nach der 1/16 der Atommasse von Sauerstoff als Einheit der Atommasse angenommen wurde. Nach der Entdeckung der Sauerstoffisotope (16 O, 17 O, 18 O) begann man, Atommassen auf zwei Skalen anzugeben: chemisch, die auf 1/16 der durchschnittlichen Masse eines natürlichen Sauerstoffatoms basierte, und physikalisch, mit eine Masseneinheit, die 1/16 der Masse des Atomnuklids 16 O entspricht. Die Verwendung von zwei Skalen hatte eine Reihe von Nachteilen, weshalb auf eine einzige Kohlenstoffskala umgestellt wurde.
Links
- Grundlegende physikalische Konstanten --- Vollständige Auflistung
Anmerkungen
Teil I
1. Die Stoffmenge wird in gemessen Mol, Millimol (1000-mal weniger als 1 Mol) und Kilomol (1000-mal mehr als 1 Mol).
2. Die Masse wird in gemessen mg, g, kg.
3. Es gibt Mol-, Millimol- und Kilomolmassen, die entsprechend gemessen werden in mg/mmol, g/mol, kg/kmol.
4. Das Volumen wird in gemessen ml, l, m3 und millimolare, molare und Kilomolare Volumina – in ml/mmol, l/mol, m3/kmol.
5. Füllen Sie die Tabelle „Verhältnis einiger physikalischer und chemischer Größen und ihrer Einheiten“ aus.
6. Vervollständigen Sie die Tabelle, indem Sie die erforderlichen Berechnungen durchführen.
Teil II
1. Wie viele Moleküle sind in 513 mg Saccharose enthalten?
2. Berechnen Sie die Masse (n.s.) von 89,6 m3 Stickstoff.
3. Stellen Sie eine Bedingung für das Problem auf, wenn die Masse einer gasförmigen Substanz in Kilogramm angegeben wird und Sie das Volumen (n.s.) ermitteln müssen.
4. Berechnen Sie die Anzahl der Moleküle in 147 mg Schwefelsäure.
5. Die Anzahl der Methanmoleküle beträgt . Berechnen Sie seine Masse.
6. Welche Stoffmenge ist in 945 mg Calciumphosphat Ca3(PO4)2 enthalten?
7. Welches gleiche Luftvolumen (unter den gleichen Bedingungen) wird die größte Masse haben?
1) trockene Luft
2) feuchte Luft
Begründen Sie Ihre Wahl.
2) Feuchte Luft, da sie um die in feuchter Luft enthaltene Wasserdampfmasse schwerer ist als trockene Luft.
Atomare Masseneinheit(Bezeichnung A. essen.), Sie ist Dalton, - eine außersystemische Masseneinheit, die für die Massen von Molekülen, Atomen, Atomkernen und Elementarteilchen verwendet wird. Empfohlen zur Verwendung durch IUPAP im Jahr 1960 und IUPAC im Jahr 1961. Englische Begriffe werden offiziell empfohlen Atomare Masseneinheit (a.m.u.) und genauer - einheitliche atomare Masseneinheit (u.a.m.u.)(eine universelle atomare Masseneinheit, die jedoch in russischsprachigen wissenschaftlichen und technischen Quellen seltener verwendet wird).
Die atomare Masseneinheit wird als Masse des Kohlenstoffnuklids 12 C ausgedrückt. 1 a. e.m. entspricht einem Zwölftel der Masse dieses Nuklids im nuklearen und atomaren Naturzustand. Der Zahlenwert wurde 1997 in der 2. Auflage des IUPAC Handbook of Terms festgelegt und ist 1 a. e.m. ≈ 1,6605402(10) ∙ 10 −27 kg ≈ 1,6605402(10) ∙ 10 −24 g.
Andererseits 1 a. e.m. ist der Kehrwert der Avogadro-Zahl, also 1/N A g. Diese Wahl der atomaren Masseneinheit ist praktisch, da die Molmasse eines bestimmten Elements, ausgedrückt in Gramm pro Mol, genau mit der Masse eines Atoms dieses Elements übereinstimmt Element, ausgedrückt in A. essen.
Geschichte
Das Konzept der Atommasse wurde 1803 von John Dalton eingeführt; die Maßeinheit der Atommasse war zunächst die Masse des Wasserstoffatoms (die sogenannte Wasserstoffskala). Im Jahr 1818 veröffentlichte Berzelius eine Tabelle der Atommassen im Verhältnis zur Atommasse von Sauerstoff, die mit 103 angenommen wurde. Berzelius‘ System der Atommassen setzte sich bis in die 1860er Jahre durch, als Chemiker erneut die Wasserstoffskala übernahmen. Doch 1906 wechselte man zur Sauerstoffskala, nach der 1/16 der Atommasse des Sauerstoffs als Einheit der Atommasse angenommen wurde. Nach der Entdeckung der Sauerstoffisotope (16 O, 17 O, 18 O) begann man, Atommassen auf zwei Skalen anzugeben: chemisch, die auf 1/16 der durchschnittlichen Masse eines natürlichen Sauerstoffatoms basierte, und physikalisch, mit eine Masseneinheit, die 1/16 der Masse des Atomnuklids 16 O entspricht. Die Verwendung von zwei Skalen hatte eine Reihe von Nachteilen, weshalb man 1961 auf eine einzige Kohlenstoffskala umstieg.
Um die Massen von Atomen und Molekülen zu charakterisieren, werden Größen verwendet, die Atomgewicht und Molekulargewicht genannt werden (natürlich wäre es richtiger, sie Atom- und Molekülmasse zu nennen).Um die Massen von Atomen und Molekülen zu charakterisieren, werden Größen verwendet, die Atomgewicht und Molekulargewicht genannt werden (natürlich wäre es korrekter, sie Atom- und Molekülmasse zu nennen).
Das Atomgewicht (A) eines chemischen Elements ist das Verhältnis der Masse eines Atoms dieses Elements zur Masse eines C 12-Atoms (dies ist die Bezeichnung für das Kohlenstoffisotop mit der Massenzahl 12; siehe „Atomphysik“) . Das Molekulargewicht (M) eines Stoffes ist das Verhältnis der Masse eines Moleküls dieses Stoffes zur Masse eines C 12-Atoms. Die auf diese Weise ermittelte Skala der Massen von Atomen und Molekülen wird als C15=12-Skala bezeichnet. Auf dieser Skala beträgt das Atomgewicht von C 12 genau 12, das von Sauerstoff O 16 15,9949 und das leichteste Element, Wasserstoff, 1,0080 (für ein natürliches Isotopengemisch). Wie aus ihrer Definition hervorgeht, sind Atom- und Molekulargewichte dimensionslose Größen.
Die Masseneinheit, die der Masse des C 12-Atoms entspricht, wird mit dem lateinischen Buchstaben „u“ (Einheit) oder dem russischen Buchstaben „e“ (Einheit) abgekürzt. Bezeichnen wir den Wert dieser Einheit, ausgedrückt in Kilogramm, mit m-Einheiten. Dann ist die Masse des Atoms, ausgedrückt in Kilogramm, gleich A m Einheiten, die Masse des Moleküls M m Einheiten.
Es ist leicht zu verstehen, dass zwei chemisch einfache Substanzen, die in solchen Mengen eingenommen werden, dass ihre Massen m 1 und m 2 mit den Atomgewichten von A 1 und A 2 in Beziehung stehen, die gleiche Anzahl an Atomen enthalten. In ähnlicher Weise enthalten zwei chemisch komplexe Substanzen, die in solchen Mengen eingenommen werden, dass ihre Massen als Molekulargewichte in Beziehung stehen, jeweils die gleiche Anzahl an Molekülen.
Eine solche Menge eines bestimmten Elements, dessen Masse, ausgedrückt in Kilogramm, numerisch seinem Atomgewicht entspricht, wird Kilogrammatom genannt. Eine solche Menge einer bestimmten Substanz, deren Masse, ausgedrückt in Kilogramm, numerisch ihrem Molekulargewicht entspricht, wird Kilogrammmolekül oder kurz Kilomol (kurz kmol) genannt.
Im GHS-System wird anstelle eines Kilogramm-Atoms ein Gramm-Atom (das A Gramm eines bestimmten Elements darstellt) und anstelle eines Kilogramm-Moleküls ein Gramm-Molekül oder Mol (das M Gramm eines bestimmten Elements darstellt) verwendet Substanz).
Die Masse eines Kilogrammmoleküls ist numerisch gleich dem Molekulargewicht M. Dies ist der Grund für das, was manchmal als Molekulargewicht bezeichnet wird. Dabei ist jedoch zu beachten, dass M zwar eine dimensionslose Größe ist, die Masse eines Kilomols jedoch die Dimension kg/kmol hat. Wenn man Atome als einatomige Moleküle betrachtet, ist es offensichtlich, dass ein Kilogrammatom als ein Kilogrammmolekül betrachtet werden kann, für das [x] numerisch gleich A ist.
was numerisch gleich ist. Die Zahl N A wird Avogadro-Zahl genannt. Es wurde experimentell festgestellt, dass
Im CGS-System ist die Avogadro-Zahl die Anzahl der Moleküle in einem Grammmolekül einer Substanz. Daher in diesem System
Da die Massen von Kilogramm-Molekülen als entsprechende Molekulargewichte in Beziehung stehen, enthalten Kilomole aller Stoffe die gleiche Anzahl an Molekülen, nämlich gleich
Wenn man die Avogadro-Zahl kennt, kann man die Einheitsmasse m Einheiten ermitteln. Tatsächlich sind m Einheiten numerisch gleich, d.h. Somit ist die Masse jedes Atoms gleich. Ein kg, die Masse eines beliebigen Moleküls beträgt M kg
Schätzen wir nun die Größe der Moleküle ab. Es liegt nahe, anzunehmen, dass sich die Moleküle in Flüssigkeiten ziemlich nahe beieinander befinden. Daher kann eine ungefähre Schätzung des Volumens eines Moleküls erhalten werden, indem das Volumen eines Kilomols einer Flüssigkeit, beispielsweise Wasser, durch die Anzahl der Moleküle in einem Kilomol NA dividiert wird. Ein Kilomol (d. h. 18 kg) Wasser nimmt ein Volumen von 0,018 m 3 ein. Daher macht der Anteil eines Moleküls ein Volumen von gleich aus
Daraus folgt, dass die linearen Abmessungen der Wassermoleküle ungefähr gleich sind
Auch Moleküle anderer Stoffe haben Größen in der Größenordnung von mehreren Angström.
Bisher wurde die O 16 = 16-Skala verwendet, nach der das Atomgewicht von O 16 (einem Sauerstoffisotop mit der Massenzahl genau 16) beträgt. O1b ist jedoch für den massenspektrographischen Vergleich mit den Massen anderer Atome und ungeeignet Moleküle. Eines der Kohlenstoffisotope ist für diesen Zweck sehr geeignet. Daher empfahl die X. Generalversammlung der International Union of Pure and Applied Physics (UPAP) im Jahr 1960 die Skala C 12 = 12. In diesem Zusammenhang wurde die Die Akademie der Wissenschaften der UdSSR beschloss, auf eine neue Skala der Atom- und Molekulargewichte umzusteigen.
Das zeigen viele Experimente Molekülgröße sehr klein. Die lineare Größe eines Moleküls oder Atoms kann auf verschiedene Weise ermittelt werden. Mit einem Elektronenmikroskop werden beispielsweise Fotos einiger großer Moleküle aufgenommen, und mit einem Ionenprojektor (Ionenmikroskop) können Sie nicht nur die Struktur von Kristallen untersuchen, sondern auch den Abstand zwischen einzelnen Atomen in einem Molekül bestimmen.
Mit den Errungenschaften moderner experimenteller Technik war es möglich, die linearen Abmessungen einfacher Atome und Moleküle zu bestimmen, die etwa 10-8 cm betragen. Die linearen Abmessungen komplexer Atome und Moleküle sind viel größer. Beispielsweise beträgt die Größe eines Proteinmoleküls 43 * 10 -8 cm.
Zur Charakterisierung von Atomen wird das Konzept der Atomradien verwendet, das eine näherungsweise Abschätzung der interatomaren Abstände in Molekülen, Flüssigkeiten oder Festkörpern ermöglicht, da Atome keine klaren Größengrenzen haben. Also Atomradius- Dies ist die Sphäre, in der der Großteil der Elektronendichte des Atoms enthalten ist (mindestens 90...95 %).
Die Größe des Moleküls ist so klein, dass man es sich nur durch Vergleiche vorstellen kann. Beispielsweise ist ein Wassermolekül so oft kleiner als ein großer Apfel, wie der Apfel kleiner als der Globus ist.
Mole der Substanz
Die Massen einzelner Moleküle und Atome sind sehr klein, daher ist es bei Berechnungen bequemer, relative statt absolute Massenwerte zu verwenden.
Relatives Molekulargewicht(oder Relative Atommasse) einer Substanz M r ist das Verhältnis der Masse eines Moleküls (oder Atoms) einer bestimmten Substanz zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms.
M r = (m 0) : (m 0C / 12)
wobei m 0 die Masse eines Moleküls (oder Atoms) einer bestimmten Substanz ist, m 0C die Masse eines Kohlenstoffatoms.
Die relative molekulare (oder atomare) Masse einer Substanz gibt an, wie oft die Masse eines Moleküls einer Substanz größer als 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops C12 ist. Die relative molekulare (atomare) Masse wird in Atommasseneinheiten ausgedrückt.
Atomare Masseneinheit– das ist 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops C12. Genaue Messungen ergaben, dass die atomare Masseneinheit 1,660 * 10 -27 kg beträgt
1 Amu = 1,660 * 10 -27 kg
Die relative Molekülmasse einer Substanz kann durch Addition der relativen Atommassen der Elemente berechnet werden, aus denen das Molekül der Substanz besteht. Die relative Atommasse chemischer Elemente wird im Periodensystem der chemischen Elemente von D.I. angegeben. Mendelejew.
Im Periodensystem D.I. Mendelejew ist für jedes Element angegeben Atommasse, die in atomaren Masseneinheiten (amu) gemessen wird. Beispielsweise beträgt die Atommasse von Magnesium 24,305 amu, d. h. Magnesium ist doppelt so schwer wie Kohlenstoff, da die Atommasse von Kohlenstoff 12 amu beträgt. (Dies folgt aus der Tatsache, dass 1 amu = 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops, das den Großteil des Kohlenstoffatoms ausmacht).
Warum die Masse von Molekülen und Atomen in Amu messen, wenn es Gramm und Kilogramm gibt? Natürlich können Sie diese Maßeinheiten verwenden, aber das Schreiben ist sehr umständlich (zu viele Zahlen müssen verwendet werden, um die Masse aufzuschreiben). Um die Masse eines Elements in Kilogramm zu ermitteln, müssen Sie die Atommasse des Elements mit 1 amu multiplizieren. Die Atommasse wird anhand des Periodensystems ermittelt (rechts neben der Buchstabenbezeichnung des Elements). Das Gewicht eines Magnesiumatoms in Kilogramm wäre beispielsweise:
m 0Mg = 24,305 * 1 a.u.m. = 24,305 * 1,660 * 10 -27 = 40,3463 * 10 -27 kg
Die Masse eines Moleküls lässt sich berechnen, indem man die Massen der Elemente addiert, aus denen das Molekül besteht. Beispielsweise ist die Masse eines Wassermoleküls (H 2 O) gleich:
m 0H2O = 2 * m 0H + m 0O = 2 * 1,00794 + 15,9994 = 18,0153 Uhr. = 29,905 * 10 -27 kg
Mol entspricht der Stoffmenge in einem System, das genauso viele Moleküle enthält wie Atome in 0,012 kg Kohlenstoff C 12. Das heißt, wenn wir ein System mit einer beliebigen Substanz haben und in diesem System so viele Moleküle dieser Substanz vorhanden sind wie Atome in 0,012 kg Kohlenstoff, dann können wir sagen, dass wir in diesem System Folgendes haben 1 Mol Substanz.
Avogadros Konstante
Stoffmengeν ist gleich dem Verhältnis der Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Körper zur Anzahl der Atome in 0,012 kg Kohlenstoff, also der Anzahl der Moleküle in 1 Mol einer Substanz.
ν = N / N A
Dabei ist N die Anzahl der Moleküle in einem bestimmten Körper und N A die Anzahl der Moleküle in 1 Mol der Substanz, aus der der Körper besteht.
N A ist Avogadros Konstante. Die Menge einer Substanz wird in Mol gemessen.
Avogadros Konstante ist die Anzahl der Moleküle oder Atome in 1 Mol einer Substanz. Diese Konstante wurde nach dem italienischen Chemiker und Physiker benannt Amedeo Avogadro (1776 – 1856).
1 Mol eines beliebigen Stoffes enthält die gleiche Anzahl an Teilchen.
N A = 6,02 * 10 23 mol -1
Molmasse ist die Masse einer Substanz in der Menge eines Mols:
μ = m 0 * N A
wobei m 0 die Masse des Moleküls ist.
Die Molmasse wird in Kilogramm pro Mol ausgedrückt (kg/mol = kg*mol -1).
Die Molmasse steht im Zusammenhang mit der relativen Molekülmasse durch:
μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]
Die Masse einer beliebigen Substanzmenge m ist gleich dem Produkt der Masse eines Moleküls m 0 und der Anzahl der Moleküle:
m = m 0 N = m 0 N A ν = μν
Die Menge eines Stoffes ist gleich dem Verhältnis der Masse des Stoffes zu seiner Molmasse:
ν = m/μ
Die Masse eines Moleküls einer Substanz kann ermittelt werden, wenn die Molmasse und die Avogadro-Konstante bekannt sind:
m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A
Eine genauere Bestimmung der Masse von Atomen und Molekülen gelingt mit einem Massenspektrometer – einem Gerät, bei dem ein Strahl geladener Teilchen anhand elektrischer und magnetischer Felder je nach ihrer Ladungsmasse im Raum getrennt wird.
Lassen Sie uns zum Beispiel die Molmasse eines Magnesiumatoms ermitteln. Wie wir oben herausgefunden haben, beträgt die Masse eines Magnesiumatoms m0Mg = 40,3463 * 10 -27 kg. Dann beträgt die Molmasse:
μ = m 0Mg * N A = 40,3463 * 10 -27 * 6,02 * 10 23 = 2,4288 * 10 -2 kg/mol
Das heißt, 2,4288 * 10 -2 kg Magnesium „passen“ in ein Mol. Naja, also etwa 24,28 Gramm.
Wie wir sehen können, entspricht die Molmasse (in Gramm) fast der Atommasse, die für das Element im Periodensystem angegeben ist. Daher gehen sie bei der Angabe der Atommasse normalerweise wie folgt vor:
Die Atommasse von Magnesium beträgt 24,305 amu. (g/mol).
