Definieren Sie die atomare Masseneinheit. Atomare Masseneinheit. Abmessungen und Masse von Molekülen

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).

Atomare Einheit Die Masse wird durch die Masse des Kohlenstoffnuklids 12 C ausgedrückt. 1 a. e.m. entspricht einem Zwölftel der Masse dieses Nuklids im Kern- und Atombereich natürlicher Zustand. 1997 in der 2. Auflage des IUPAC Handbook of Terms gegründet numerischer Wert 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 Atommasseneinheit 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 anzuzeigen: chemisch, was auf 1/16 Teil basierte Durchschnittsgewicht Atom des natürlichen Sauerstoffs und physikalisch mit einer Masseneinheit, die 1/16 der Masse eines Atoms des Nuklids 16 O entspricht. Die Verwendung von zwei Skalen hatte eine Reihe von Nachteilen, weshalb sie 1961 auf wechselten eine einzige Kohlenstoffskala.

Atomare Masseneinheit. Avogadros Nummer

Materie besteht aus Molekülen. Mit Molekül meinen wir kleinstes Teilchen dieser Substanz, konservieren Chemische Eigenschaften dieser Substanz.

Leser: In welchen Einheiten wird die Masse von Molekülen gemessen?

Autor: Die Masse eines Moleküls kann in beliebigen Masseneinheiten gemessen werden, zum Beispiel in Tonnen, aber da die Massen der Moleküle sehr klein sind: also ~10–23 g Für Komfort stellte eine Spezialeinheit vor - atomare Masseneinheit(a.e.m.).

Atomare Masseneinheitwird ein Wert genannt, der der Masse des Kohlenstoffatoms 6 C 12 entspricht.

Die Bezeichnung 6 C 12 bedeutet: ein Kohlenstoffatom mit einer Masse von 12 amu. und nukleare Ladung – 6 Elementarladungen. Ebenso ist 92 U 235 ein Uranatom mit einer Masse von 235 amu. und die Ladung des Kerns beträgt 92 Elementarladungen, 8 O 16 ist ein Sauerstoffatom mit einer Masse von 16 amu und die Ladung des Kerns beträgt 8 Elementarladungen usw.

Leser: Warum wurde es als atomare Masseneinheit gewählt? (und nicht oder ) Teil der Masse eines Atoms und insbesondere Kohlenstoff und nicht Sauerstoff oder Plutonium?

Es wurde experimentell festgestellt, dass 1 g » 6,02×10 23 amu.

Man nennt die Zahl, die angibt, wie oft die Masse von 1 g größer als 1 amu ist Avogadros Nummer: N A = 6,02×10 23.

Von hier

N A × (1 amu) = 1 g (5.1)

Wenn wir die Masse der Elektronen und den Unterschied in den Massen eines Protons und eines Neutrons vernachlässigen, können wir sagen, dass die Avogadro-Zahl ungefähr angibt, wie viele Protonen (oder, was fast dasselbe ist, Wasserstoffatome) benötigt werden, um eine Masse zu bilden 1 g (Abb. 5.1).

Mol

Man nennt die Masse eines Moleküls, ausgedrückt in atomaren Masseneinheiten relatives Molekulargewicht .

Festgelegt Herr(R– von relativ – relativ), zum Beispiel:

12 Uhr morgens = 235 Uhr morgens.

Ein Teil eines Stoffes, der so viele Gramm eines bestimmten Stoffes enthält, wie die Anzahl der atomaren Masseneinheiten, die in einem Molekül eines bestimmten Stoffes enthalten sind, wird genannt beten(1 Mol).

Zum Beispiel: 1) relatives Molekulargewicht von Wasserstoff H2: Daher hat 1 Mol Wasserstoff eine Masse von 2 g;

2) relatives Molekulargewicht Kohlendioxid CO 2:

12 Uhr + 2×16 Uhr = 44 amu

Daher hat 1 Mol CO 2 eine Masse von 44 g.

Stellungnahme. Ein Mol einer beliebigen Substanz enthält die gleiche Anzahl an Molekülen: N A = 6,02×10 23 Stk.

Nachweisen. Sei die relative Molekülmasse einer Substanz Herr(am) = Herr× (1 amu). Dann hat laut Definition 1 Mol eines bestimmten Stoffes eine Masse Herr(d) = Herr×(1 g). Lassen N ist also die Anzahl der Moleküle in einem Mol

N×(Masse eines Moleküls) = (Masse eines Mols),

Das Mol ist die Basismaßeinheit im SI.

Kommentar. Ein Mol kann unterschiedlich definiert werden: 1 Mol ist N A = = 6,02×10 23 Moleküle dieser Substanz. Dann ist es leicht zu verstehen, dass die Masse von 1 Mol gleich ist Herr(G). Tatsächlich hat ein Molekül eine Masse Herr(a.u.m.), d.h.

(Masse eines Moleküls) = Herr× (1 amu),

(Masse eines Mols) = N A ×(Masse eines Moleküls) =

= N EIN × Herr× (1 amu) = .

Man nennt die Masse 1 Mol Molmasse dieser Substanz.

Leser: Wenn Sie die Masse nehmen T Wie viele Mol werden es dann einer Substanz sein, deren Molmasse m ist?

Lass uns erinnern:

Leser: In welchen SI-Einheiten sollte m gemessen werden?

, [m] = kg/mol.

Zum Beispiel die Molmasse von Wasserstoff

Atommasse ist die Summe der Massen aller Protonen, Neutronen und Elektronen, aus denen ein Atom oder Molekül besteht. Im Vergleich zu Protonen und Neutronen ist die Masse der Elektronen sehr klein und wird daher bei Berechnungen nicht berücksichtigt. Obwohl dies aus formaler Sicht falsch ist, ist es häufig so diese Bezeichnung wird verwendet, um die durchschnittliche Atommasse aller Isotope eines Elements anzugeben. Es ist eigentlich relativ Atommasse, auch genannt atomares Gewicht Element. Das Atomgewicht ist der Durchschnitt der Atommassen aller in der Natur vorkommenden Isotope eines Elements. Chemiker müssen bei ihrer Arbeit zwischen diesen beiden Arten von Atommassen unterscheiden – ein falscher Wert der Atommasse kann beispielsweise zu einem falschen Ergebnis für die Ausbeute einer Reaktion führen.

Schritte

Ermitteln der Atommasse aus dem Periodensystem der Elemente

Erfahren Sie, wie die Atommasse geschrieben wird. Atommasse, also Masse eines gegebenen Atoms oder Moleküle, können ausgedrückt werden in Standardeinheiten SI-Systeme – Gramm, Kilogramm usw. Da die in diesen Einheiten ausgedrückten Atommassen jedoch extrem klein sind, werden sie oft in einheitlichen Atommasseneinheiten, kurz amu, geschrieben. – atomare Masseneinheiten. Eine atomare Masseneinheit entspricht 1/12 der Masse des Standardisotops Kohlenstoff-12.

• Die atomare Masseneinheit charakterisiert die Masse ein Mol eines bestimmten Elements in Gramm. Dieser Wert ist für praktische Berechnungen sehr nützlich, da er zur einfachen Umrechnung der Masse verwendet werden kann angegebene Menge Atome oder Moleküle einer bestimmten Substanz in Mol und umgekehrt.

1. Finden Sie die Atommasse in Periodensystem Mendelejew. Meistens Standardtabellen Mendeleev enthält die Atommassen (Atomgewichte) jedes Elements. Typischerweise werden sie als Zahl unten in der Elementzelle aufgeführt, unterhalb der Buchstaben, die das chemische Element darstellen. Normalerweise handelt es sich hierbei nicht um eine ganze Zahl, sondern um einen Dezimalbruch.

   Denken Sie daran, dass das Periodensystem die durchschnittlichen Atommassen der Elemente angibt. Wie bereits erwähnt, sind die relativen Atommassen für jedes Element in angegeben Periodensystem, sind die Durchschnittswerte der Massen aller Isotope eines Atoms. Dieser Durchschnittswert ist für viele praktische Zwecke wertvoll: Beispielsweise wird er zur Berechnung der Molmasse von Molekülen verwendet, die aus mehreren Atomen bestehen. Wenn es sich jedoch um einzelne Atome handelt, reicht dieser Wert meist nicht aus.

   • Da die durchschnittliche Atommasse ein Durchschnitt mehrerer Isotope ist, ist dies bei dem im Periodensystem angezeigten Wert nicht der Fall genau der Wert der Atommasse eines einzelnen Atoms.
   • Die Atommassen einzelner Atome müssen unter Berücksichtigung der genauen Anzahl von Protonen und Neutronen in einem einzelnen Atom berechnet werden.

   Berechnung der Atommasse eines einzelnen Atoms

   1. Finden Sie die Ordnungszahl eines bestimmten Elements oder seines Isotops. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in den Atomen eines Elements und ändert sich nie. Zum Beispiel alle Wasserstoffatome und nur sie haben ein Proton. Die Ordnungszahl von Natrium beträgt 11, weil es elf Protonen in seinem Kern hat, während die Ordnungszahl von Sauerstoff acht ist, weil es acht Protonen in seinem Kern hat. Sie können die Ordnungszahl jedes Elements im Periodensystem finden – in fast allen Standardversionen wird diese Zahl über der Buchstabenbezeichnung angegeben Chemisches Element. Die Ordnungszahl ist immer eine positive ganze Zahl.

      • Angenommen, wir interessieren uns für das Kohlenstoffatom. Kohlenstoffatome haben immer sechs Protonen, daher wissen wir, dass ihre Ordnungszahl 6 ist. Darüber hinaus sehen wir, dass im Periodensystem oben in der Zelle mit Kohlenstoff (C) die Zahl „6“ steht, was darauf hinweist, dass die Atomzahl 6 ist Die Kohlenstoffzahl beträgt sechs.
      • Beachten Sie, dass die Ordnungszahl eines Elements nicht eindeutig mit seiner relativen Atommasse im Periodensystem zusammenhängt. Insbesondere bei den Elementen oben in der Tabelle kann es jedoch so aussehen, als ob die Atommasse des Elements doppelt so groß ist Ordnungszahl, sie wird niemals durch Multiplikation der Ordnungszahl mit zwei berechnet.

   2. Finden Sie die Anzahl der Neutronen im Kern. Die Anzahl der Neutronen kann variieren verschiedene Atome das gleiche Element. Wenn zwei Atome desselben Elements die gleiche Anzahl an Protonen haben unterschiedliche Mengen Neutronen, das sind sie verschiedene Isotope dieses Element. Im Gegensatz zur Anzahl der Protonen, die sich nie ändert, ändert sich die Anzahl der Neutronen in Atomen spezifisches Element kann sich oft ändern, daher wird die durchschnittliche Atommasse eines Elements als Dezimalbruch geschrieben, dessen Wert zwischen zwei benachbarten ganzen Zahlen liegt.

      Addieren Sie die Anzahl der Protonen und Neutronen. Dies wird die Atommasse dieses Atoms sein. Ignorieren Sie die Anzahl der Elektronen, die den Kern umgeben – ihre Gesamtmasse ist äußerst gering, sodass sie praktisch keinen Einfluss auf Ihre Berechnungen haben.

   Berechnung der relativen Atommasse (Atomgewicht) eines Elements

   1. Bestimmen Sie, welche Isotope in der Probe enthalten sind. Chemiker bestimmen häufig das Isotopenverhältnis einer bestimmten Probe mithilfe von spezielles Gerät Massenspektrometer genannt. In der Ausbildung werden Ihnen diese Daten jedoch in Form von Werten aus der wissenschaftlichen Literatur in Aufgaben, Tests usw. zur Verfügung gestellt.

      • Nehmen wir in unserem Fall an, dass wir es mit zwei Isotopen zu tun haben: Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13.

   2. Definieren relativer Inhalt jedes Isotop in der Probe. Für jedes Element kommen unterschiedliche Isotope in unterschiedlichen Verhältnissen vor. Diese Verhältnisse werden fast immer in Prozent ausgedrückt. Einige Isotope kommen sehr häufig vor, während andere sehr selten sind – manchmal so selten, dass sie schwer nachzuweisen sind. Diese Werte können mittels Massenspektrometrie ermittelt oder einem Nachschlagewerk entnommen werden.

      • Nehmen wir an, dass die Konzentration von Kohlenstoff-12 99 % und die von Kohlenstoff-13 1 % beträgt. Andere Kohlenstoffisotope Wirklich existieren, aber in so geringen Mengen, dass in diesem Fall sie können vernachlässigt werden.

   3. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner Konzentration in der Probe. Multiplizieren Sie die Atommasse jedes Isotops mit seiner Prozentsatz(ausgedrückt als Dezimalzahl). Um Zinsen umzuwandeln Dezimal, einfach durch 100 dividieren. Die resultierenden Konzentrationen sollten immer 1 ergeben.

      • Unsere Probe enthält Kohlenstoff-12 und Kohlenstoff-13. Wenn Kohlenstoff-12 99 % der Probe ausmacht und Kohlenstoff-13 1 %, dann multiplizieren Sie 12 (die Atommasse von Kohlenstoff-12) mit 0,99 und 13 (die Atommasse von Kohlenstoff-13) mit 0,01.
      • Die Nachschlagewerke geben Prozentsätze, basierend auf den bekannten Mengen aller Isotope eines bestimmten Elements. Die meisten Chemielehrbücher enthalten diese Informationen in einer Tabelle am Ende des Buches. Für die zu untersuchende Probe können die relativen Isotopenkonzentrationen auch mit einem Massenspektrometer bestimmt werden.

   4. Addieren Sie die Ergebnisse. Fassen Sie die Multiplikationsergebnisse zusammen, die Sie im vorherigen Schritt erhalten haben. Als Ergebnis dieser Operation ermitteln Sie die relative Atommasse Ihres Elements – den Durchschnittswert der Atommassen der Isotope des betreffenden Elements. Wenn man ein Element als Ganzes und nicht nur ein bestimmtes Isotop eines bestimmten Elements betrachtet, wird dieser Wert verwendet.

      • In unserem Beispiel ist 12 x 0,99 = 11,88 für Kohlenstoff-12 und 13 x 0,01 = 0,13 für Kohlenstoff-13. Die relative Atommasse beträgt in unserem Fall 11,88 + 0,13 = 12,01 .
   • Einige Isotope sind weniger stabil als andere: Sie zerfallen in Atome von Elementen mit weniger Protonen und Neutronen im Kern und setzen dabei Partikel frei, aus denen sie bestehen Atomkern. Solche Isotope nennt man radioaktiv.

Chemie ist die Wissenschaft von Stoffen und ihren Umwandlungen ineinander.

Stoffe sind chemisch reine Stoffe

Ein chemisch reiner Stoff ist eine Ansammlung von Molekülen mit gleicher qualitativer und quantitativer Zusammensetzung und gleicher Struktur.

CH 3 -O-CH 3 -

CH 3 -CH 2 -OH

Molekül – die kleinsten Partikel einer Substanz, die alle ihre chemischen Eigenschaften besitzen; Ein Molekül besteht aus Atomen.

Ein Atom ist ein chemisch unteilbares Teilchen, aus dem Moleküle gebildet werden. (Bei Edelgasen sind Molekül und Atom dasselbe, He, Ar)

Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einem positiv geladenen Kern besteht, um den herum negativ geladene Elektronen nach ihren streng definierten Gesetzen verteilt sind. Darüber hinaus ist die Gesamtladung der Elektronen gleich Ladung Kerne.

Der Atomkern besteht aus positiv geladenen Protonen (p) und Neutronen (n), die keine Ladung tragen. Der gebräuchliche Name für Neutronen und Protonen ist Nukleonen. Die Masse von Protonen und Neutronen ist nahezu gleich.

Elektronen (e -) tragen eine negative Ladung, die der Ladung eines Protons entspricht. Die Masse von e beträgt etwa 0,05 % der Masse von Proton und Neutron. Somit ist die gesamte Masse eines Atoms in seinem Kern konzentriert.

Die Zahl p in einem Atom, die der Ladung des Kerns entspricht, wird Seriennummer (Z) genannt, da das Atom elektrisch neutral ist;

Die Massenzahl (A) eines Atoms ist die Summe der Protonen und Neutronen im Kern. Dementsprechend ist die Anzahl der Neutronen in einem Atom gleich der Differenz zwischen A und Z (Massenzahl des Atoms und Ordnungszahl (N=A-Z).

17 35 Cl ð=17, N=18, Z=17. 17ð + , 18n 0 , 17е - .

Nukleonen

Die chemischen Eigenschaften von Atomen werden durch ihre elektronische Struktur (Anzahl der Elektronen) bestimmt, die gleich ist Seriennummer Atome (Kernladung). Daher verhalten sich alle Atome mit gleicher Kernladung chemisch gleich und werden als Atome desselben chemischen Elements berechnet.

Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit derselben Kernladung. (110 chemische Elemente).

Atome mit gleicher Kernladung können sich in der Massenzahl unterscheiden, was mit einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen in ihren Kernen verbunden ist.

Atome mit demselben Z, aber unterschiedlich Massenzahl werden Isotope genannt.

17 35 Cl 17 37 Cl

Isotope von Wasserstoff H:

Bezeichnung: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Name: Protium Deuterium Tritium

Kernzusammensetzung: 1ð 1ð+1n 1ð+2n

Protium und Deuterium sind stabil

Tritium zerfällt (radioaktiv). Wird in Wasserstoffbomben verwendet.

Atomare Masseneinheit. Avogadros Nummer. Mol.

Die Massen von Atomen und Molekülen sind sehr klein (ungefähr 10 -28 bis 10 -24 g); um diese Massen praktisch darzustellen, empfiehlt es sich, eine eigene Maßeinheit einzuführen, die zu einer praktischen und vertrauten Skala führen würde.

Da die Masse eines Atoms in seinem Kern konzentriert ist, der aus Protonen und Neutronen mit nahezu gleicher Masse besteht, ist es logisch, die Masse eines Nukleons als Einheit der Atommasse zu nehmen.

Wir einigten uns darauf, ein Zwölftel des Kohlenstoffisotops, das eine symmetrische Struktur des Kerns (6p+6n) aufweist, als Masseneinheit von Atomen und Molekülen zu nehmen. Diese Einheit wird atomare Masseneinheit (amu) genannt und entspricht numerisch der Masse eines Nukleons. In dieser Skala liegen die Massen der Atome nahe bei ganzzahligen Werten: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……

Berechnen wir die Masse von 1 Amu in Gramm.

1/12 (12 °C) = =1,66*10 -24 g/a.u.m

Berechnen wir, wie viele Amu in 1g enthalten sind.

N A = 6,02 *-Avogadro-Zahl

Das resultierende Verhältnis wird Avogadro-Zahl genannt und gibt an, wie viel Amu in 1g enthalten ist.

Die im Periodensystem angegebenen Atommassen werden in amu ausgedrückt

Die Molekularmasse ist die Masse eines Moleküls, ausgedrückt in amu, und ergibt sich als Summe der Massen aller Atome, die ein bestimmtes Molekül bilden.

m(1 Molekül H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

Für den in der Chemie praktisch verwendeten Übergang von a.u.m auf 1 g wurde eine Portionsberechnung der Menge eines Stoffes eingeführt, wobei jede Portion die Zahl N A enthielt Struktureinheiten(Atome, Moleküle, Ionen, Elektronen). In diesem Fall ist die Masse eines solchen Anteils, 1 Mol genannt, ausgedrückt in Gramm, numerisch gleich der Atom- oder Molekülmasse, ausgedrückt in amu.

Finden wir die Masse von 1 mol H 2 SO 4:

M(1 mol H 2 SO 4)=

98a.u.m*1,66**6,02*=

Wie man sehen kann, sind die molekularen und Molmasse zahlenmäßig gleich.

1 Mol– die Menge einer Substanz, die die Avogadro-Anzahl an Struktureinheiten (Atome, Moleküle, Ionen) enthält.

Molekulargewicht (M)- Masse von 1 Mol einer Substanz, ausgedrückt in Gramm.

Stoffmenge - V (Mol); Masse der Substanz m(g); Molmasse M(g/mol) – bezogen durch die Beziehung: V=;

2H 2 O+ O 2 2H 2 O

2 Mol 1 Mol

2.Grundgesetze der Chemie

Das Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung eines Stoffes – ein chemisch reiner Stoff hat unabhängig von der Herstellungsmethode immer eine konstante qualitative und quantitative Zusammensetzung.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Stoffe mit konstanter Zusammensetzung werden Daltonite genannt. Als Ausnahme sind Stoffe unveränderter Zusammensetzung bekannt – Bertholite (Oxide, Karbide, Nitride)

Massenerhaltungssatz (Lomonosov) – die Masse der Stoffe, die eine Reaktion eingehen, ist immer gleich der Masse der Reaktionsprodukte. Daraus folgt, dass Atome während der Reaktion nicht verschwinden und nicht gebildet werden, sondern von einem Stoff zum anderen übergehen. Dies ist die Grundlage für die Auswahl der Koeffizienten in der Gleichung einer chemischen Reaktion; die Anzahl der Atome jedes Elements auf der linken und rechten Seite der Gleichung muss gleich sein.

Äquivalentgesetz - in chemische Reaktionen Stoffe reagieren und werden in Mengen gebildet, die dem Äquivalent entsprechen (Wie viele Äquivalente eines Stoffes werden verbraucht, genauso viele Äquivalente werden von einem anderen Stoff verbraucht oder gebildet).

Äquivalent ist die Menge einer Substanz, die während einer Reaktion ein Mol H-Atome (Ionen) hinzufügt, ersetzt oder freisetzt. Die in Gramm ausgedrückte Äquivalentmasse wird als Äquivalentmasse (E) bezeichnet.

Gasgesetze

Daltonsches Gesetz – der Gesamtdruck eines Gasgemisches ist gleich der Summe der Partialdrücke aller Komponenten des Gasgemisches.

Avogadros Gesetz: Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen Bedingungen die gleiche Anzahl an Molekülen.

Folge: Ein Mol eines beliebigen Gases nimmt unter normalen Bedingungen (t=0 Grad oder 273 K und P=1 Atmosphäre oder 101255 Pascal oder 760 mm Hg. Col.) V=22,4 Liter ein.

V, das ein Mol Gas einnimmt, wird als Molvolumen Vm bezeichnet.

Wenn man das Gasvolumen (Gasgemisch) und Vm unter gegebenen Bedingungen kennt, kann man leicht die Gasmenge (Gasgemisch) =V/Vm berechnen.

Die Mendeleev-Clapeyron-Gleichung setzt die Gasmenge in Beziehung zu den Bedingungen, unter denen sie vorkommt. pV=(m/M)*RT= *RT

Bei Verwendung dieser Gleichung müssen alle physikalischen Größen in SI ausgedrückt werden: p-Gasdruck (Pascal), V-Gasvolumen (Liter), m-Gasmasse (kg), M-Molmasse (kg/mol), T- Temperatur auf absoluter Skala (K), Nu-Gasmenge (mol), R-Gaskonstante = 8,31 J/(mol*K).

D – die relative Dichte eines Gases im Vergleich zu einem anderen – das als Standard gewählte Verhältnis von M-Gas zu M-Gas zeigt, wie oft ein Gas schwerer ist als ein anderes D = M1 / ​​​​M2.

Methoden zum Ausdrücken der Zusammensetzung eines Stoffgemisches.

Massenanteil W – das Verhältnis der Masse des Stoffes zur Masse der gesamten Mischung W=((m Mischung)/(m Lösung))*100 %

Der Stoffmengenanteil æ ist das Verhältnis der Anzahl der Stoffe zur Gesamtzahl aller Stoffe. in der Mischung.

Die meisten chemischen Elemente in der Natur liegen als Gemisch verschiedener Isotope vor; Wenn man die Isotopenzusammensetzung eines chemischen Elements, ausgedrückt in Molenbrüchen, kennt, wird der gewichtete Durchschnittswert der Atommasse dieses Elements berechnet, der in ISHE umgewandelt wird. Ð= Σ (æi*Ði)= æ1*À1+ æ2*À2+…+ æn*Ðn, wobei æi der Stoffmengenanteil des i-ten Isotops ist, Аi die Atommasse des i-ten Isotops.

Der Volumenanteil (φ) ist das Verhältnis von Vi zum Volumen der gesamten Mischung. φi=Vi/VΣ

Wenn man die volumetrische Zusammensetzung des Gasgemisches kennt, wird der Mav des Gasgemisches berechnet. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn

Die Zusammensetzung von Stoffen ist komplex, obwohl sie aus winzigen Partikeln – Atomen, Molekülen, Ionen – bestehen. viele Flüssigkeiten und Gase sowie einige Feststoffe. Metalle und viele Salze bestehen aus Atomen und geladenen Ionen. Alle Teilchen haben eine Masse, selbst das kleinste wird, wenn man es in Kilogramm ausdrückt, sehr groß kleiner Wert. Zum Beispiel ist m (H 2 O) = 30. 10 -27 kg. Solch die wichtigsten Eigenschaften Substanzen wie die Masse und Größe von Mikropartikeln werden seit langem von Physikern und Chemikern untersucht. Der Grundstein wurde in den Werken von Michail Lomonossow gelegt. Betrachten wir, wie sich die Ansichten über die Mikrowelt seitdem verändert haben.

Lomonosovs Ideen über „Körperchen“

Wissenschaftler haben diskret vorgeschlagen Antikes Griechenland. Gleichzeitig wurde dem Kleinsten der Name „Atom“ gegeben unteilbares Teilchen Körper, der „Baustein“ des Universums. Der große russische Forscher M.V. Lomonosov schrieb über das Vernachlässigbare, Unteilbare mit physischen Mitteln Teilchen der Struktur der Materie – ein Korpuskel. Später wurde es in den Werken anderer Wissenschaftler als „Molekül“ bezeichnet.

Die Masse eines Moleküls sowie seine Abmessungen werden durch die Eigenschaften seiner Atombestandteile bestimmt. Lange Zeit Wissenschaftler konnten nicht tief in die Mikrowelt blicken, was die Entwicklung von Chemie und Physik behinderte. Lomonosov forderte seine Kollegen wiederholt auf, zu studieren und sich bei ihrer Arbeit auf genaue quantitative Daten – „Maß und Gewicht“ – zu verlassen. Dank der Arbeit des russischen Chemikers und Physikers wurden die Grundlagen der Lehre vom Aufbau der Materie gelegt, die wurde Bestandteil harmonische atomar-molekulare Theorie.

Atome und Moleküle sind die „Bausteine ​​des Universums“

Selbst mikroskopisch kleine Körper sind komplex verschiedene Eigenschaften. Teilchen wie Atome werden durch einen Kern gebildet und elektronische Schichten, unterscheiden sich in der Anzahl der positiven und negative Ladungen, Radius, Masse. Atome und Moleküle existieren nicht isoliert in der Zusammensetzung von Stoffen, von denen sie angezogen werden verschiedene Stärken. Die Wirkung der Anziehungskräfte macht sich deutlicher bemerkbar Feststoffe, schwächer in Flüssigkeiten, fast nicht spürbar in gasförmigen Stoffen.

Chemische Reaktionen gehen nicht mit der Zerstörung von Atomen einher. Meistens ordnen sie sich neu an und ein anderes Molekül erscheint. Die Masse eines Moleküls hängt davon ab, aus welchen Atomen es besteht. Doch trotz aller Veränderungen bleiben die Atome chemisch unteilbar. Sie können aber Teil unterschiedlicher Moleküle sein. In diesem Fall behalten die Atome die Eigenschaften des Elements, zu dem sie gehören. Vor seinem Zerfall in Atome behält ein Molekül alle Eigenschaften einer Substanz.

Ein Mikropartikel der Körperstruktur ist ein Molekül. Molekülmasse

Zur Messung der Masse von Makrokörpern werden Instrumente verwendet, das älteste davon sind Waagen. Es ist praktisch, das Messergebnis in Kilogramm zu erhalten, da dies die Grundeinheit ist internationales System physikalische Größen (SI). Um die Masse eines Moleküls in Kilogramm zu bestimmen, muss man die Atommassen unter Berücksichtigung der Teilchenzahl addieren. Der Einfachheit halber wurde eine spezielle Masseneinheit eingeführt – die atomare. Es kann im Formular geschrieben werden Buchstabenabkürzung(a.e.m.). Diese Einheit entspricht einem Zwölftel der Masse des 12 C-Kohlenstoffnuklids.

Wenn wir den gefundenen Wert in Standardeinheiten ausdrücken, erhalten wir 1,66. 10 -27 kg. Mit so kleinen Indikatoren für die Masse von Körpern operieren vor allem Physiker. Der Artikel enthält eine Tabelle, aus der Sie die Atommassen einiger chemischer Elemente ermitteln können. Um die Masse von Eins in Kilogramm herauszufinden, multiplizieren wir die in der Tabelle angegebene Atommasse dieses chemischen Elements mit zwei. Als Ergebnis erhalten wir die Masse eines Moleküls, das aus zwei Atomen besteht.

Relatives Molekulargewicht

Es ist schwierig, Berechnungen mit sehr kleinen Mengen durchzuführen, es ist unpraktisch, führt zu Zeitaufwand und Fehlern. Was die Masse der Mikropartikel betrifft, so beträgt die Ausbeute schwierige Situation Der den Chemikern bekannte Begriff besteht aus zwei Wörtern – „Atommasse“, seine Bezeichnung ist Ar. Ein identisches Konzept wurde eingeführt für Molekulargewicht(dasselbe wie die Masse des Moleküls). Formel, die zwei Größen verbindet: Mr = m(in-va)/1/12 m(12 C).

Es ist nicht ungewöhnlich, dass man „Molekulargewicht“ sagt. Dieser veraltete Begriff wird immer noch in Bezug auf die Masse eines Moleküls verwendet, jedoch immer seltener. Tatsache ist, dass das Gewicht eine andere Sache ist physikalische Größe- eine Kraft, die vom Körper abhängt. Im Gegenteil dient die Masse als konstante Eigenschaft der beteiligten Teilchen Chemische Prozesse und mit normaler Geschwindigkeit bewegen.

So bestimmen Sie die Masse eines Moleküls

Eine genaue Bestimmung des Gewichts eines Moleküls erfolgt mit einem Gerät – einem Massenspektrometer. Um Probleme zu lösen, können Sie Informationen aus dem Periodensystem verwenden. Beispielsweise beträgt die Masse eines Sauerstoffmoleküls 16. 2 = 32. Lassen Sie uns einfache Berechnungen durchführen und den Wert von Mr(H 2 O) ermitteln – dem relativen Molekulargewicht von Wasser. Mithilfe des Periodensystems ermitteln wir, dass die Masse eines Sauerstoffatoms 16 und die eines Wasserstoffatoms 1 beträgt. Führen wir einfache Berechnungen durch: M r (H 2 O) = 1. 2 + 16 = 18, wobei M r das Molekulargewicht ist, H 2 O ein Wassermolekül ist, H das Symbol des Elements Wasserstoff ist, O ist chemisches Zeichen Sauerstoff.

Isotopische Massen

Chemische Elemente existieren in Natur und Technik in Form verschiedener Atomarten – Isotope. Jeder von ihnen hat eine individuelle Masse; seine Größe kann nicht sein Bruchwert. Die Atommasse eines chemischen Elements ist jedoch meist eine Zahl mit mehreren Dezimalstellen. Die Berechnungen berücksichtigen die Verbreitung jeder Sorte in Erdkruste. Daher sind die Massen der Atome im Periodensystem nicht immer ganze Zahlen. Wenn wir solche Größen für Berechnungen verwenden, erhalten wir die Massen von Molekülen, die ebenfalls keine ganzen Zahlen sind. In einigen Fällen können Werte gerundet werden.

Molekularmasse von Stoffen nichtmolekularer Struktur

Abmessungen und Masse von Molekülen

In elektronenmikroskopischen Aufnahmen kann man große Moleküle sehen einzelne Atome, aber sie sind so klein, dass sie mit einem normalen Mikroskop nicht sichtbar sind. Die lineare Größe eines Partikels einer beliebigen Substanz ist, ebenso wie die Masse, ein konstantes Merkmal. Der Durchmesser eines Moleküls hängt von den Radien der Atome, aus denen es besteht, und ihrer gegenseitigen Anziehungskraft ab. Die Partikelgröße ändert sich mit zunehmender Protonenzahl und Energieniveaus. Das Wasserstoffatom ist das kleinste Atom, sein Radius beträgt nur 0,5. 10 -8 cm. Uranatom dreimal mehr als ein Atom Wasserstoff. Die wahren „Riesen“ der Mikrowelt sind Moleküle organische Substanz. Also, lineare Dimension eines der Proteinpartikel ist gleich 44. 10 -8 cm.

Zusammenfassend lässt sich sagen: Die Masse von Molekülen ist die Summe der Massen der Atome, aus denen sie bestehen. Absoluter Wert in Kilogramm erhalten Sie durch Multiplikation des im Periodensystem gefundenen Molekulargewichtswerts mit dem Wert 1,66. 10 -27 kg.

Moleküle sind im Vergleich zu Makrokörpern vernachlässigbar. Beispielsweise ist ein Wassermolekül H 2 O in seiner Größe um den gleichen Betrag kleiner als ein Apfel, wie diese Frucht kleiner ist als unser Planet.