Womit stimmt die relative Atommasse überein? Grundbegriffe und Gesetze der Chemie. Berechnung der Atommasse eines einzelnen Atoms

Jedes Atom hat eine bestimmte Masse, deren Wert extrem klein ist (von 1·10 -24 bis 1·10 -22 g). Es ist sehr unpraktisch, solche Werte in chemischen Berechnungen zu verwenden, daher werden in der Praxis anstelle der absoluten Atommassen relative Atommassen verwendet (diese Größe kann man leicht nennen; Atommasse ist nicht korrekt) und werden mit bezeichnet Symbol Ar. Relative Atommassen sind ein Verhältnis zwischen den absoluten Massen verschiedener Atome.

Die relative Atommasse eines Elements ist eine Zahl, die angibt, wie oft die Masse eines Atoms eines bestimmten Elements größer als 1/12 der Masse eines Atoms des Isotops Kohlenstoff-12 (12 C) ist.

Die gerundeten Werte für die relativen Atommassen von Sauerstoff und Fluor betragen beispielsweise 16,00 und 19,00. Daraus folgt, dass die Werte der absoluten Atommasse für ein Sauerstoffatom 16-mal größer sind und der Wert des gleichen Wertes für ein Fluoratom 19-mal größer ist als der Wert von 1/12 der absoluten Atommasse des 12 C-Atom, und die Massen der O- und F-Atome verhalten sich zueinander wie 16:19.

Die relativen Atommassen der Elemente sind im Periodensystem der Elemente von D.I. angegeben. Mendelejew. In der Tabelle unten können Sie Daten zur relativen Atommasse aller Elemente des Periodensystems abrufen.

Für die meisten Elemente des Periodensystems werden arithmetische Mittelwerte der relativen Atommassen für ein natürliches Isotopengemisch dieser Elemente (isotopengemischte Elemente) angegeben. Kohlenstoff kommt in der Natur auch in Form der beiden Isotope 12 C (98,90 %) und 13 C (1,10 %) vor; Diese natürliche Mischung entspricht einem relativen Atommassenwert von 12,0000·0,9890 + 13,0034·0,0110 = 12,011 amu. Natürliches Fluor besteht nur aus einem Isotop – einem isotopenreinen Element, dessen relative Atommasse ziemlich genau mit 18,9984032 amu bestimmt wird.

Früher wurde Sauerstoff als Bezugspunkt für relative Atommassen genommen (die Masse von 1/16 eines Sauerstoffatoms wurde als Sauerstoffeinheit bezeichnet), in der Physik wurde das reine Isotop 16 O verwendet (relative Atommasse 16,0000 amu) und in Chemie - natürliche Mischung Isotope mit der gleichen relativen Atommasse. So entsprachen in der alten physikalischen Literatur die relativen Massen der Elemente physikalische Skala mit einer Sauerstoffeinheit, deren Masse 1,65976·10 -24 g beträgt, und in der alten chemischen Literatur - eine chemische Skala mit einer Sauerstoffeinheit, deren Masse 1,66022·10 -24 g beträgt. Zum Zwecke der Vereinheitlichung in 1959-1961. Internationale Gewerkschaften theoretische und Angewandte Physik sowohl theoretisch als auch angewandte Chemie genehmigte eine neue Skala, die auf der relativen Atommasse von 12C basiert und für die der relative Atommassenwert (genau) auf 12,0000 festgelegt ist. Gemäß der modernen Skala ist die atomare Masseneinheit (amu) die einheitliche Kohlenstoffeinheit und entspricht 1,660538782(83)·10 -27 kg (laut Daten von 2006). Die Werte der relativen Atommassen von Elementen werden als Quotient aus der absoluten Atommasse eines Atoms eines bestimmten Elements geteilt durch 1/12 der absoluten Masse eines Atoms des 12 C-Isotops bestimmt.

Beispiel. Die Masse eines Fluoratoms beträgt 3,15481·10 -23 g, daher ist die relative Atommasse von Fluor Ar(F) = 3,15481·10 -23 g / 1,660538782(83)·10 -24 g = 18,9984 au .m.

Die atomare Masseneinheit ist eine grundlegende physikalisch-chemische Konstante, deren Wert im Zuge der Weiterentwicklung der Messtechnik verfeinert wird. Die offiziell empfohlenen englischen Begriffe sind Atomic Mass Unit (a.m.u.) oder Unified Atomic Mass Unit (u.a.m.u.).

Die International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) veröffentlicht eine Zusammenfassung der aktualisierten Ar-Werte für alle chemische Elemente. In den letzten Jahrzehnten zeichneten sich zwei Trends ab: Für isotopenreine Elemente werden Ar-Werte aufgrund der erhöhten Empfindlichkeit immer genauer bestimmt Messgeräte, und für isotopengemischte Elemente nimmt die Genauigkeit der Ar-Bestimmung aufgrund des Unterschieds ab Isotopenzusammensetzung in Proben unterschiedlicher Herkunft. IUPAC-Kommission am chemische Ausbildung empfiehlt für Bildungszwecke die Verwendung von Ar-Werten, die mindestens vier signifikante Ziffern enthalten.

Die relativen Atommassenwerte sind auch für jedes Isotop eines beliebigen Elements (d. h. für jedes Nuklid) bekannt. Die Ar-Werte für das Wasserstoffisotop 1 H (Protium) und 2 H (Deuterium) betragen 1,0078 bzw. 2,0141, für die Isotope 16 O, 17 O und 18 O – 15,9949; 16,9991 und 17,9992; für das Isotop 27 Al = 26,9815. Die Ganzzahl, die links angezeigt wird hochgestellt Das Elementsymbol (12 C) hat tatsächlich einen gerundeten Wert seiner relativen Atommasse. Sie wird als Massenzahl eines Isotops bezeichnet und ist gleich der Summe der Nukleonen (Protonen und Neutronen) im Kern eines Atoms dieses Isotops.

Daraus folgt, dass die Masse (genauer gesagt die Ruhemasse) eines Nukleons in atomaren Masseneinheiten ungefähr gleich eins ist; genaue Werte: mp = 1,007276 amu für ein Proton und mn = 1,008665 amu. für das Neutron. Daher ist die Wahl des Maßstabs für die relativen Massen der Elemente klar; einfachstes Atom Wasserstoff (ein Proton im Kern) sollte ungefähr einen Ar-Einheitswert haben gleich der Masse Proton ( genauer Wert 1,00794 amu).
Der Proportionalitätskoeffizient zwischen der Masseneinheit - Gramm und der Einheit der relativen Atommasse ist die Avogadro-Zahl gleich N A = 6,02214082(11)·10 23 mol -1.

allgemeine Informationen [ | ]

Einer von grundlegende Eigenschaften eines Atoms ist seine Masse. Die absolute Masse eines Atoms ist ein äußerst kleiner Wert. Somit hat ein Wasserstoffatom eine Masse von etwa 1,67⋅10 −24 g. Daher ist es in der Chemie (aus praktischen Gründen) vorzuziehen und viel bequemer, einen relativen [konventionellen] Wert zu verwenden, der aufgerufen wird Relative Atommasse oder einfach Atommasse und die angibt, wie viel Mal die Masse eines Atoms eines bestimmten Elements ist mehr Masse ein Atom eines anderen Elements, angenommen als Masseneinheit.

Die Maßeinheit für Atom- und Molekülmassen ist 1 ⁄ 12 Teil der Masse eines neutralen Atoms des häufigsten Kohlenstoffisotops 12 C. Diese nicht systemische Maßeinheit für die Masse heißt Atomeinheit Massen (A. essen.) oder Dalton (Ja).

Die Differenz zwischen der Atommasse eines Isotops und seiner Massenzahl wird als Überschussmasse bezeichnet (normalerweise ausgedrückt in MeV). Es kann entweder positiv oder negativ sein; der Grund für sein Auftreten - nichtlineare Abhängigkeit Die Bindungsenergien der Kerne hängen von der Anzahl der Protonen und Neutronen sowie dem Unterschied in den Massen von Proton und Neutron ab.

Die Abhängigkeit der Atommasse eines Isotops von der Massenzahl ist wie folgt: Die überschüssige Masse ist für Wasserstoff-1 positiv, mit zunehmender Massenzahl es nimmt ab und wird negativ, bis das Minimum y erreicht ist, dann beginnt es zuzunehmen und steigt auf positive Werte für schwere Nuklide. Dies entspricht der Tatsache, dass die Spaltung von Kernen, die schwerer als Eisen sind, Energie freisetzt, während die Spaltung von leichten Kernen Energie erfordert. Im Gegenteil: Die Fusion von Kernen, die leichter als Eisen sind, setzt Energie frei, während die Fusion von Elementen, die schwerer als Eisen sind, zusätzliche Energie erfordert.

Molekulare (molare) Masse[ | ]

Geschichte [ | ]

Bei der anfänglichen Berechnung der Atommassen (mit Anfang des 19. Jahrhunderts Jahrhundert, auf Anregung von J. Dalton; siehe Daltons Atomtheorie) wurde die Masse des Wasserstoffatoms als leichtestes Element als Masseneinheit [relativ] genommen und die Massen der Atome anderer Elemente im Verhältnis dazu berechnet. Da jedoch die Atommassen der meisten Elemente anhand der Zusammensetzung ihrer Sauerstoffverbindungen bestimmt werden, wurden die Berechnungen tatsächlich (de facto) in Bezug auf die Atommasse von Sauerstoff durchgeführt, die mit 16 angenommen wurde; das Verhältnis zwischen den Atommassen von Sauerstoff und Wasserstoff wurde mit 16:1 angenommen. Anschließend zeigten genauere Messungen, dass dieses Verhältnis 15,874:1 oder, was dasselbe ist, 16:1,0079 beträgt, je nachdem, welches Atom Sauerstoff ist oder Wasserstoff – beziehen sich auf einen ganzzahligen Wert. Eine Änderung der Atommasse von Sauerstoff würde eine Änderung der Atommassen der meisten Elemente nach sich ziehen. Daher wurde beschlossen, die Atommasse von Sauerstoff bei 16 zu belassen und die Atommasse von Wasserstoff mit 1,0079 anzunehmen.

Daher wurde die Einheit der Atommasse genommen 1 ⁄ 16 Teil der Masse eines Sauerstoffatoms, genannt Sauerstoffeinheit. Später wurde festgestellt, dass natürlicher Sauerstoff ein Isotopengemisch ist, sodass die Sauerstoffmasseneinheit die durchschnittliche Masse von Atomen charakterisiert natürliche Isotope Sauerstoff (Sauerstoff-16 und Sauerstoff-18), der sich aufgrund natürlicher Schwankungen in der Isotopenzusammensetzung von Sauerstoff als instabil erwies. Für Atomphysik Eine solche Einheit erwies sich als inakzeptabel, und in diesem Wissenschaftszweig wurde die Einheit der Atommasse übernommen 1 ⁄ 16 Teil der Masse des Sauerstoffatoms 16 O. Dadurch entstanden zwei Skalen von Atommassen – chemische und physikalische. Das Vorhandensein zweier Atommassenskalen verursachte große Unannehmlichkeiten. Es stellte sich heraus, dass die Werte vieler auf physikalischer und chemischer Skala berechneter Konstanten unterschiedlich waren. Diese inakzeptable Position führte zur Einführung der Kohlenstoffskala der Atommassen anstelle der Sauerstoffskala.

Eine einheitliche Skala der relativen Atommassen und eine neue Einheit der Atommasse wurden vom Internationalen Physikerkongress (1960) angenommen und vom Internationalen Chemikerkongress (1961; 100 Jahre nach dem 1. Internationalen Chemikerkongress) vereinheitlicht vorherige zwei Sauerstoffeinheiten der Atommasse – physikalisch und chemisch. Sauerstoff chemisch Die Einheit entspricht 0,999957 neuen Kohlenstoff-Atommasseneinheiten. Im modernen Maßstab betragen die relativen Atommassen von Sauerstoff und Wasserstoff jeweils 15,9994:1,0079... Da die neue Atommasseneinheit an ein bestimmtes Isotop und nicht an die durchschnittliche Atommasse eines chemischen Elements gebunden ist, gilt dies für natürliche Isotopenvariationen keinen Einfluss auf die Reproduzierbarkeit dieses Geräts.

Anmerkungen [ | ]

Literatur [ | ]

Links [ | ]

Jede Substanz ist nicht etwas Festes, sie besteht aus kleinen Partikeln, die Moleküle sind. Moleküle aus Atomen. Daraus können wir schließen, dass die bestimmte Masse eines Stoffes die Moleküle und Atome der Bestandteile charakterisieren kann. Einst Lomonossow am meisten gewidmete Arbeiten zu diesem Thema. Viele neugierige Naturwissenschaftler interessierte jedoch schon immer die Frage: „In welchen Einheiten wird die Masse eines Moleküls, die Masse eines Atoms ausgedrückt?“

Doch zunächst gehen wir ein wenig zurück in die Geschichte.

In der Vergangenheit wurde bei Berechnungen immer die Masse von Wasserstoff (H) pro Masseneinheit eines Atoms zugrunde gelegt. Und auf dieser Grundlage haben sie alles produziert notwendigen Berechnungen. Die meisten Verbindungen kommen jedoch in der Natur als vor Sauerstoffverbindungen Daher wurde die Masse eines Elementatoms relativ zu Sauerstoff (O) berechnet. Was ziemlich unpraktisch ist, da wir bei den Berechnungen ständig das O:H-Verhältnis von 16:1 berücksichtigen mussten. Darüber hinaus haben Studien gezeigt, dass das Verhältnis ungenau ist; es betrug tatsächlich 15,88:1 oder 16:1,008. Solche Veränderungen dienten als Anlass für die Neuberechnung der Atommasse für viele Elemente. Es wurde beschlossen, den Massenwert für O bei 16 und für H bei 1,008 zu belassen. Weitere Entwicklung Die Wissenschaft führte zur Entdeckung der Natur des Sauerstoffs. Es stellte sich heraus, dass das Sauerstoffmolekül mehrere Isotope mit den Massen 18, 16, 17 hat. Für die Physik ist es nicht akzeptabel, eine Einheit zu verwenden, die hat. So wurden zwei Skalen von Atomgewichten gebildet: in der Chemie und in der Physik. Erst 1961 kamen Wissenschaftler zu dem Schluss, dass es notwendig sei, etwas zu schaffen eine einzelne Skala, das auch heute noch unter der Bezeichnung „Kohlenstoffeinheit“ verwendet wird. Ergebend, relatives Element stellt die Masse eines Atoms in Kohlenstoffeinheiten dar.

Berechnungsmethoden

Jede Substanz besteht aus Massen von Atomen, die ein bestimmtes Molekül bilden. Daraus folgt, dass die Masse eines Moleküls ebenso wie die Masse eines Atoms in Kohlenstoffeinheiten ausgedrückt werden muss, d. h. Die relative Atommasse wird unter Berücksichtigung der relativen Atommasse bestimmt. Wie Sie wissen, können Sie damit die Anzahl der Atome in einem Molekül bestimmen. Wenn Sie die Anzahl der Atome und die Masse des Moleküls kennen, können Sie die Atommasse berechnen. Es gibt mehrere andere Möglichkeiten, dies zu bestimmen. Im Jahr 1858 schlug Cannizzaro eine Methode vor, mit der die relative Atommasse derjenigen Elemente bestimmt wird, die gasförmige Verbindungen bilden können. Metalle verfügen jedoch nicht über diese Fähigkeit. Um ihre Atommasse zu bestimmen, wurde daher eine Methode gewählt, die die Abhängigkeit der Atommasse von der Wärmekapazität des entsprechenden Stoffes nutzte. Alle betrachteten Methoden liefern jedoch nur ungefähre Werte der Atommassen.

Wie gezeigt Wissenschaftliche Forschung, aus diesen Näherungswerten lässt sich der genaue ermitteln. Dazu müssen Sie nur vergleichen gegebener Wert mit Äquivalent. Elementäquivalent gleich dem Verhältnis die relative Atommasse eines Elements im Verhältnis zu seiner Wertigkeit in einer Verbindung. Aus dieser Beziehung wurde die korrekte relative Atommasse jedes Elements bestimmt.

Ein Atom ist ein materielles Teilchen, also hat es Masse.
Was ist die relative Atommasse?

Weitere Lektionen auf der Website

— Zusammensetzung aus einfachen und komplexe Substanzen kann durch eine chemische Formel ausgedrückt werden.

Chemische Formel einer einfachen Substanz wird in Form eines Zeichens geschrieben – ein Symbol des Elements. Beispielsweise wird Kupfer, ein einfacher Stoff, als Cu bezeichnet; Schwefel - S usw. Manche einfache Substanzen Ein Molekül besteht aus zwei Atomen. Einige Nichtmetalle bestehen beispielsweise aus zweiatomigen Molekülen. Gaszustand: Wasserstoff H2 (sprich „Asche-zwei“), Sauerstoff O2 („o-zwei“), Chlor Cl2 („Chlor-zwei“). Aus diesen Formeln geht hervor, dass die Zahl unten rechts im Elementsymbol die Anzahl der Atome im Molekül angibt. Er heißt Index .

Komplexe Stoffe bestehen aus Atomen verschiedene Elemente. Zum Beispiel Wasser H2O („ash-two-o“), Kohlendioxid CO2 („tse-o-two“), Salz NaCl („Natriumchlor“)

Relative Atommasse (Ar) eines Elements ist das Verhältnis der Masse eines Atoms eines bestimmten Elements zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms; es ist eine dimensionslose Größe.

Zum Beispiel: Ar(H2) = 1 · 2 = 2

Ar(Cl2) = 35,5 · 2 = 71

Relativ molekulare Masse(Herr) eines Stoffes ist die Summe der relativen Atommassen der Elemente, aus denen der Stoff besteht.

Jedes Atom eines chemischen Elements hat wie jedes andere seine eigene Masse physischer Körper um uns herum, einschließlich dir und mir. Aber im Gegensatz zu uns ist die Masse der Atome sehr klein. Daher haben Wissenschaftler die Masse als Maßstab genommen 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 6 12 MIT(als das leichteste) und die Masse der verbleibenden Atome wurde mit der Masse dieses Standards verglichen, daher der Name „Relative atomic mass“ aus dem Englischen. « relativ» relativ. Dieser Wert hat keine Maßeinheiten und wird bezeichnet Ar. Der numerische Wert der relativen Atommasse eines beliebigen Elements wird eingegeben Periodensystem DI. Mendelejew.

Wenn ein Stoff aus mehreren Elementen (gleiche oder verschiedene) besteht, dann spricht man bereits von Molekülen und „Molekular“. relative Masse" Sie klappt zusammen aus Atommassen alle chemische Elemente, die ein Molekül bilden, multipliziert durch die Anzahl dieser Atome. Es hat auch keine Maßeinheiten und ist gekennzeichnet Herr. Zum Beispiel:

Herr (O 2) = Ar (O) 2 = 16 2 = 32;

Mr (H 2 O) = Ar (H) 2 + Ar (O) = 1 2 +16 = 18;

Mr (H 2 SO 4) = Ar (H) 2 + Ar (S) + Ar (O) 4 = 1 2 + 32 + 16 4 = 98;

Der Lehrer erinnert die Schüler immer wieder daran, dass der Wert von Ar darin liegt Periodensystem DI. Mendeleev im Zeichen eines chemischen Elements. Dabei werden die Werte der Atommassen verschiedener chemischer Elemente addiert. Wenn identische Atome Gibt es mehrere in einem Molekül, multipliziert sich ihr Zahlenwert der Atommassen mit der Anzahl dieser Atome. (Befestigung neues Thema tritt bei der selbstständigen Arbeit im Rechercheteil des Unterrichts auf)

2. Forschungsteil (selbstständige Arbeit Schüler unter Anleitung des Lehrers), wenn unter den Schülern Schwierigkeiten auftreten, muss der Lehrer sehr vorsichtig sein und den Schülern auf keinen Fall eine direkte richtige Antwort geben, d. Es ist besser, den Schüler dazu zu „drängen“. die richtige Entscheidung Hauptfrage, anregend geistige Aktivität, die Notwendigkeit, vorhandenes Wissen aus anderen Bereichen mit neuem Material zu verbinden. Dies ist notwendig, um den Forschungsprozess der Studierenden nicht zu stören und Erfolge zu erzielen bestes Ergebnis beim Erlernen neuer Materialien, da selbstständig erworbenes Wissen im Langzeitgedächtnis gespeichert wird als vorgefertigte Informationen.

1. Füllen Sie die Lücken in den Sätzen aus.

Absolute Atommasse zeigt die Masse von zwölf Teilen 1/12 der Masse eines Moleküls des Kohlenstoffisotops 12 6 C, gemessen in den folgenden Einheiten: g, gk, mg, d. h.

Relative Atommasse zeigt, wie oft Masaa wurde dieser Substanz ein Element, das größer als die Masse eines Wasserstoffatoms ist; hat keine Maßeinheit.

2. Notieren Sie den auf eine ganze Zahl gerundeten Wert mithilfe der Notation:

a) relative Atommasse von Sauerstoff - 16:
b) relative Atommasse von Natrium - 23;
c) relative Atommasse von Kupfer - 64.

3. Die Namen der chemischen Elemente werden angegeben: Quecksilber, Phosphor, Wasserstoff, Schwefel, Kohlenstoff, Sauerstoff, Kalium, Stickstoff. Schreiben Sie die Symbole der Elemente in die leeren Zellen, sodass Sie eine Zeile erhalten, in der die relative Atommasse zunimmt.

4. Unterstreichen Sie die wahren Aussagen.

a) Die Masse von zehn Sauerstoffatomen ist gleich der Masse von zwei Bromatomen;
b) Die Masse von fünf Kohlenstoffatomen ist größer als die Masse von drei Schwefelatomen;
c) Masse von sieben Sauerstoffatomen weniger Masse fünf Magnesiumatome.

5. Füllen Sie das Diagramm aus.

6. Berechnen Sie die relativen Molekülmassen von Stoffen anhand ihrer Formeln:

a) Mr (N 2) = 2*14=28
b) Mr (CH 4) = 12+4*1=16
c) Mr (CaCO 3) = 40+12+3*16=100
d) Mr (NH 4 Cl) = 12+41+35,5=53,5
e) M r (H 3 PO 4) = 3*1+31+16*4=98

7. Vor Ihnen liegt eine Pyramide, deren „Bausteine“ Formeln sind Chemische Komponenten. Finden Sie einen Weg von der Spitze der Pyramide zu ihrer Basis, sodass die Summe der relativen Molekülmassen der Verbindungen minimal ist. Bei der Auswahl jedes nächsten „Steins“ müssen Sie berücksichtigen, dass Sie nur den auswählen können, der direkt an den vorherigen angrenzt.

Schreiben Sie als Antwort die Formeln der Substanzen im Siegerpfad auf.

Antwort: C 2 H 6 - H 2 CO 3 - SO 2 - Na 2 S

8. Zitronensäure kommt nicht nur in Zitronen vor, sondern auch in unreifen Äpfeln, Johannisbeeren, Kirschen usw. Zitronensäure zum Kochen verwendet, in Haushalt(z. B. um Rostflecken aus Stoff zu entfernen). Das Molekül dieser Substanz besteht aus 6 Kohlenstoffatomen, 8 Wasserstoffatomen und 7 Sauerstoffatomen.

C 6 H 8 O 7

Überprüfen Sie die richtige Aussage:

a) das relative Molekulargewicht dieser Substanz beträgt 185;
b) das relative Molekulargewicht dieser Substanz beträgt 29;
c) das relative Molekulargewicht dieser Substanz beträgt 192.