Cualquier sustancia consiste en partículas de cierta estructura (moléculas o átomos). La masa molar de un compuesto simple se calcula a partir del sistema periódico de elementos por D.I. Mendeleev. Si es necesario encontrar este parámetro para una sustancia compleja, entonces el cálculo resulta largo y, en este caso, la figura se busca en un libro de referencia o catálogo químico, en particular Sigma-Aldrich.
El concepto de masa molar
Masa molar (M) - el peso de un mol de una sustancia. Este parámetro para cada átomo se puede encontrar en el sistema periódico de elementos, se encuentra justo debajo del nombre. Al calcular la masa de los compuestos, la cifra generalmente se redondea al entero o décimo más cercano. Para una comprensión final de dónde proviene este valor, es necesario comprender el concepto de "mol". Es la cantidad de una sustancia que contiene el número de partículas de esta última, igual a 12 g de un isótopo de carbono estable (12 C). Los átomos y las moléculas de las sustancias varían en tamaño en un amplio rango, mientras que su número en el mol es constante, pero la masa aumenta y, en consecuencia, el volumen.
El concepto de "masa molar" está estrechamente relacionado con el número de Avogadro (6,02 x 10 23 mol -1). Esta cifra indica un número constante de unidades (átomos, moléculas) de una sustancia en 1 mol.
El valor de la masa molar para la química.
Las sustancias químicas entran en diversas reacciones entre sí. Por lo general, la ecuación de cualquier interacción química indica cuántas moléculas o átomos se utilizan. Tales designaciones se llaman coeficientes estequiométricos. Por lo general, se especifican antes de la fórmula. Por lo tanto, la característica cuantitativa de las reacciones se basa en la cantidad de sustancia y la masa molar. Reflejan claramente la interacción de átomos y moléculas entre sí.
Cálculo de masa molar
La composición atómica de cualquier sustancia o mezcla de componentes de una estructura conocida se puede ver en la Tabla Periódica de los Elementos. Los compuestos inorgánicos, por regla general, se escriben mediante la fórmula empírica, es decir, sin designar la estructura, sino solo el número de átomos en la molécula. Las sustancias orgánicas para calcular la masa molar se designan de la misma manera. Por ejemplo, benceno (C 6 H 6).
¿Cómo se calcula la masa molar? La fórmula incluye el tipo y número de átomos en la molécula. Según la tabla D.I. Mendeleev, se verifican las masas molares de los elementos y cada cifra se multiplica por el número de átomos en la fórmula.
Según el peso molecular y el tipo de átomos, puede calcular su número en una molécula y elaborar una fórmula para el compuesto.
Masa molar de elementos
A menudo, para llevar a cabo reacciones, cálculos en química analítica y la disposición de coeficientes en ecuaciones, se requiere el conocimiento de la masa molecular de los elementos. Si la molécula contiene un átomo, entonces este valor será igual al de la sustancia. Si hay dos o más elementos, la masa molar se multiplica por su número.
Valor de masa molar al calcular concentraciones
Este parámetro se utiliza para convertir casi todas las formas de expresar concentraciones de sustancias. Por ejemplo, a menudo surgen situaciones para determinar la fracción de masa en función de la cantidad de una sustancia en una solución. El último parámetro se expresa en la unidad mol/litro. Para determinar el peso deseado, la cantidad de una sustancia se multiplica por la masa molar. El valor recibido se reduce 10 veces.
La masa molar se utiliza para calcular la normalidad de una sustancia. Este parámetro se utiliza en química analítica para llevar a cabo métodos de análisis volumétricos y gravimétricos, si es necesario para llevar a cabo la reacción con precisión.
Medición de masa molar
La primera experiencia histórica fue medir la densidad de los gases en relación con el hidrógeno. Se llevaron a cabo más estudios de propiedades coligativas. Estos incluyen, por ejemplo, la presión osmótica, determinando la diferencia de ebullición o congelación entre una solución y un solvente puro. Estos parámetros se correlacionan directamente con el número de partículas de sustancia en el sistema.
A veces, la medición de la masa molar se realiza en una sustancia de composición desconocida. Anteriormente, se utilizaba un método como la destilación isotérmica. Su esencia radica en colocar una solución de una sustancia en una cámara saturada con vapores de solventes. En estas condiciones, se produce la condensación de vapor y la temperatura de la mezcla aumenta, alcanza el equilibrio y comienza a disminuir. El calor de evaporación liberado se calcula a partir del cambio en el índice de calentamiento y enfriamiento de la solución.
El principal método moderno para medir la masa molar es la espectrometría de masas. Esta es la forma principal de identificar mezclas de sustancias. Con la ayuda de instrumentos modernos, este proceso ocurre automáticamente, solo inicialmente es necesario seleccionar las condiciones para la separación de compuestos en la muestra. El método de espectrometría de masas se basa en la ionización de una sustancia. Como resultado, se forman varios fragmentos cargados del compuesto. El espectro de masas indica la relación entre la masa y la carga de los iones.
Determinación de masa molar para gases
La masa molar de cualquier gas o vapor se mide simplemente. Es suficiente usar el control. El mismo volumen de una sustancia gaseosa es igual en cantidad a otra a la misma temperatura. Una forma conocida de medir el volumen de vapor es determinar la cantidad de aire desplazado. Este proceso se lleva a cabo mediante una salida lateral que conduce al dispositivo de medición.
Usos prácticos de la masa molar
Por lo tanto, el concepto de masa molar en química se usa en todas partes. Para describir el proceso, crear complejos poliméricos y otras reacciones, es necesario calcular este parámetro. Un punto importante es la determinación de la concentración de la sustancia activa en la sustancia farmacéutica. Por ejemplo, utilizando un cultivo celular, se investigan las propiedades fisiológicas de un nuevo compuesto. Además, la masa molar es importante en la investigación bioquímica. Por ejemplo, al estudiar la participación en los procesos metabólicos del elemento. Ahora se conoce la estructura de muchas enzimas, por lo que es posible calcular su peso molecular, que se mide principalmente en kilodaltons (kDa). Hoy en día, se conocen los pesos moleculares de casi todos los componentes de la sangre humana, en particular, la hemoglobina. La masa molecular y molar de una sustancia en ciertos casos son sinónimos. Sus diferencias radican en el hecho de que el último parámetro es el promedio de todos los isótopos del átomo.
Cualquier experimento microbiológico con una determinación precisa del efecto de una sustancia en un sistema enzimático se lleva a cabo usando concentraciones molares. Por ejemplo, en biocatálisis y otras áreas donde es necesario estudiar la actividad enzimática, se utilizan conceptos como inductores e inhibidores. Para regular la actividad de la enzima a nivel bioquímico, es necesario estudiar utilizando masas molares precisas. Este parámetro ha entrado firmemente en el campo de las ciencias naturales y de ingeniería como la física, la química, la bioquímica y la biotecnología. Los procesos caracterizados de esta manera se vuelven más comprensibles desde el punto de vista de los mecanismos, la determinación de sus parámetros. La transición de la ciencia fundamental a la ciencia aplicada no está completa sin un indicador de masa molar, que va desde soluciones fisiológicas, sistemas tampón y termina con la determinación de dosis de sustancias farmacéuticas para el cuerpo.
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Introducción
En el estudio de la química y la física, conceptos tales como "átomo", "masas atómicas y molares relativas de un elemento químico" juegan un papel importante. Parece que no se ha descubierto nada nuevo en esta área durante mucho tiempo. Sin embargo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) refina anualmente los valores de las masas atómicas de los elementos químicos. En los últimos 20 años se han corregido las masas atómicas de 36 elementos, 18 de los cuales no tienen isótopos.
Al participar en la ronda de tiempo completo de toda Rusia de la Olimpiada de Ciencias Naturales, se nos ofreció la siguiente tarea: "Sugerir un método para determinar la masa molar de una sustancia en un laboratorio escolar".
Esta tarea era puramente teórica y la superé con éxito. Así que decidí experimentalmente, en las condiciones de un laboratorio escolar, calcular la masa molar de una sustancia.
Objetivo:
Determinar experimentalmente la masa molar de una sustancia en un laboratorio escolar.
Tareas:
Estudie la literatura científica, que describe cómo calcular la masa atómica y molar relativa.
Determinar experimentalmente la masa molar de una sustancia en estado gaseoso y sólido utilizando métodos físicos.
Para concluir.
II. Parte principal
Conceptos básicos:
Masa atómica relativa es la masa de un elemento químico expresada en unidades de masa atómica (a.m.u.). por 1 uma Se adopta 1/12 de la masa de un isótopo de carbono con un peso atómico de 12. 1 uma = 1,6605655 10 -27 kg.
Masa atómica relativa: muestra cuántas veces la masa de un átomo dado de un elemento químico es mayor que 1/12 de la masa del isótopo 12 C.
isótopos- átomos de un mismo elemento químico, que tienen diferente número de neutrones, y el mismo número de protones en el núcleo, por lo tanto, tienen diferentes masas atómicas relativas.
La masa molar de una sustancia es esta masa de una sustancia tomada en una cantidad de 1 mol.
1 mol - Esta es la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de átomos (moléculas) que hay en 12 g de carbono.
Capacidad calorífica específica de una sustancia.- Esta es una cantidad física que muestra cuánto calor es necesario impartir a un objeto con una masa de 1 kg para cambiar su temperatura en 1 0 C.
Capacidad calorífica- es el producto de la capacidad calorífica específica de una sustancia y su masa.
La historia de la determinación de las masas atómicas de los elementos químicos:
Después de analizar varias fuentes de literatura sobre la historia de la determinación de las masas atómicas relativas de varios elementos químicos, decidí resumir los datos en una tabla, lo cual es bastante conveniente porque. en varias fuentes de literatura, la información se da vagamente:
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Nombre completo del científico, año |
Contribución al estudio y determinación de las masas atómicas relativas |
Nota |
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Juan Dalton |
Está claro que es imposible pesar directamente los átomos. Dalton habló solo sobre "la relación de los pesos de las partículas más pequeñas de gases y otros cuerpos", es decir, sobre sus masas relativas. Como unidad de masa, Dalton tomó la masa del átomo de hidrógeno, y para encontrar las masas de otros átomos, usó las composiciones porcentuales de varios compuestos de hidrógeno con otros elementos encontrados por diferentes investigadores. Dalton compiló la primera tabla del mundo de las masas atómicas relativas de ciertos elementos. |
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Guillermo Prout |
Sugirió que del elemento más ligero, el hidrógeno, todos los demás elementos podrían surgir por condensación. En este caso, las masas atómicas de todos los elementos deben ser un múltiplo de la masa del átomo de hidrógeno. Como unidad de masa atómica, propuso elegir el hidrógeno. |
solo en la proxima a lo largo de los años, resultó que la hipótesis de Prout en realidad confirmó las: todos los elementos se formaron realmente durante la explosión de supernovas a partir de los núcleos de los átomos de hidrógeno, tanto los protones como los neutrones. |
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1819 Dulong PI, AT Petit: |
Regla de oro: producto de la masa atómica y la capacidad calorífica- el valor es constante. La regla todavía se usa hoy para determinar la masa atómica relativa de ciertas sustancias. |
Berzelius, sobre la base de la regla, corrigió algunas masas atómicas de los metales |
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Stas, Richards |
Refinamiento de la masa atómica relativa de algunos elementos. |
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S. Cannizzaro |
Determinación de la masa atómica relativa de ciertos elementos determinando las masas moleculares relativas conocidas de los compuestos volátiles de los elementos |
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Stas, Bélgica |
Propuso cambiar la unidad de masa atómica y elegir el átomo de oxígeno como nuevo estándar. La masa de un átomo de oxígeno se tomó igual a 16.000 unidades de medida y se convirtió en 1/16 de esta masa de oxígeno. |
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Refutación completa de la hipótesis de Prout basada en la determinación de la relación de las masas de los elementos químicos en algunos compuestos |
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D. I. Mendeleiev |
Basándose en la tabla periódica, determinó y corrigió las masas atómicas relativas de algunos elementos químicos conocidos y aún no descubiertos. |
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Se aprobó la llamada escala del oxígeno, donde se tomaba como patrón la masa de un átomo de oxígeno |
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Teodoro William Richards |
A principios del siglo XX determinó con mucha precisión las masas atómicas de 25 elementos químicos y corrigió los errores cometidos anteriormente por otros químicos. |
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Creó un espectrógrafo de masas para determinar las masas atómicas relativas |
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Se consideró que la unidad de masa atómica (a.m.u.) era 1/12 de la masa del isótopo de carbono 12C (unidad de carbono). (1 amu, o 1D (dalton), en unidades SI de masa es 1.6605710-27 kg.) |
Conociendo la masa atómica relativa de un átomo, puedes determinar la masa molar de una sustancia: M \u003d Ar 10̄ ³ kg / mol
Métodos para determinar los pesos moleculares de los elementos:
El peso atómico y molecular se puede determinar por métodos físicos o químicos. Los métodos químicos se distinguen por el hecho de que en una de las etapas no involucran a los átomos mismos, sino a sus combinaciones.
Métodos físicos:
1 manera Ley dulog y petit
En 1819, Dulong, junto con A.T. Petit, estableció la ley de la capacidad calorífica de los sólidos, según la cual el producto de las capacidades caloríficas específicas de los sólidos simples y la masa atómica relativa de los elementos constituyentes es un valor aproximadamente constante (en unidades de medida modernas igual a aproximadamente Cv Ar = 25,12 J/(g.K)); ahora esta relación se llama la ley de Dulong-Petit. La ley de la capacidad calorífica específica, que durante bastante tiempo pasó desapercibida para los contemporáneos, sirvió posteriormente como base para el método de estimación aproximada de las masas atómicas de los elementos pesados. De la ley de Dulong y Petit se deduce que al dividir 25,12 por la capacidad calorífica específica de una sustancia simple, que se determina fácilmente experimentalmente, se puede encontrar el valor aproximado de la masa atómica relativa de un elemento dado. Y conociendo la masa atómica relativa del elemento, puedes determinar la masa molar de la sustancia.
M \u003d Señor 10̵ ³ kg / mol
En la etapa inicial del desarrollo de la física y la química, la capacidad calorífica específica de un elemento era más fácil de determinar que muchos otros parámetros, por lo tanto, utilizando esta ley, se establecieron valores aproximados de MASA ATÓMICA RELATIVA.
Medio, Ar=25,12/s
c es la capacidad calorífica específica de la sustancia
Para determinar la capacidad calorífica específica de un cuerpo sólido, realizaremos el siguiente experimento:
Vierta agua caliente en el calorímetro y determine su masa y temperatura inicial.
Determinemos la masa de un cuerpo sólido hecho de una sustancia desconocida, cuya masa atómica relativa necesitamos determinar. También determinamos su temperatura inicial (su temperatura inicial es igual a la temperatura del aire de la habitación, ya que el cuerpo ha estado en esta habitación durante mucho tiempo).
Bajamos un cuerpo sólido a un calorímetro con agua caliente y determinamos la temperatura establecida en el calorímetro.
Habiendo hecho el cálculo necesario, determinamos la capacidad calorífica específica del sólido.
Q1=c1m1(t-t1), donde Q1 es la cantidad de calor cedido por el agua como resultado de la transferencia de calor, c1 es la capacidad calorífica específica del agua (valor de tabla), m1 es la masa de agua, t es la temperatura final, t 1 es la temperatura inicial del agua, Q2=c2m2(t-t2), donde Q2 es la cantidad de calor que recibe el sólido como resultado de la transferencia de calor, c2 es el calor específico de la sustancia (por determinar), m2 es la masa de la sustancia, t 2 es la temperatura inicial de la cuerpo en estudio, porque la ecuación de balance de calor tiene la forma: Q1 + Q2 = 0 ,
luego c2 = c1m1(t-t1) /(- m2(t-t2))
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s, J/ (kg 0 K) |
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Significar Masa atómica relativa sustancias resultaron
Ar = 26,5 a.m.u.
Como consecuencia, masa molar a es igual a M \u003d 0.0265 kg / mol.
Cuerpo sólido - barra de aluminio
2 vías. Calcular la masa molar del aire.
Usando la condición de equilibrio del sistema, también puede calcular la masa molar de una sustancia, como un gas, como el aire.
Fa = Fhebra(La fuerza de Arquímedes que actúa sobre el globo se equilibra con la fuerza de gravedad total que actúa sobre la cubierta del globo, el gas en el globo y la carga suspendida del globo). Eso sí, dado que la pelota está flotando en el aire (no sube ni baja).
Fa- la fuerza de Arquímedes que actúa sobre la pelota en el aire
Fa \u003d ρvg Vsh
ρv - densidad del aire
F1- la gravedad actuando sobre la cubierta de la pelota y el gas (helio) dentro de la pelota
F1=multitud g + mgel g
F2 es la fuerza de gravedad que actúa sobre la carga
F2=mg g
Obtenemos la fórmula: ρing Vsh= mafia g + mgel g + mg gramo (1)
Usemos la fórmula de Mendeleev-Clapeyron para calcular la masa molar del aire:
Exprese la masa molar del aire:
En la ecuación (3), sustituimos la ecuación (2) en lugar de la densidad del aire. Entonces, obtuvimos la fórmula para calcular la masa molar del aire:
Por lo tanto, para encontrar la masa molar del aire, debe medir:
1) masa de carga
2) masa de helio
3) masa de caparazón
4) temperatura del aire
5) presión de aire (presión atmosférica)
6) el volumen de la pelota
R es la constante universal de los gases, R=8,31 J/(mol·K)
El barómetro mostró la presión atmosférica
igual pa = 96000Pa
Temperatura del aire en la habitación:
T=23 +273=297K
Determinamos la masa de la carga y la masa del caparazón de la pelota usando balanzas electrónicas:
miligramos = 8,02 g
masa de la bola:
meses = 3,15 g
Determinamos el volumen de la esfera de dos maneras:
a) nuestra pelota resultó ser redonda. Al medir la circunferencia de la pelota en varios lugares, determinamos el radio de la pelota. Y luego su volumen: V=4/3 πR³
L=2πR, Lav= 85.8cm= 0.858m, por lo tanto R=0.137m
Vsh= 0.0107m³
b) vertió agua en el balde hasta el borde, después de colocarlo con un baño para drenar el agua. Bajamos la pelota completamente al agua, parte del agua vertida en el baño debajo del balde, midiendo el volumen del agua vertida del balde, determinamos el volumen del globo: Vagua \u003d Vsh \u003d 0.011m³
(La pelota en la imagen estaba más cerca de la cámara, por lo que parece más grande)
Entonces, para el cálculo, tomamos el valor promedio del volumen de la pelota:
Vsh = 0.0109m³
Determinamos la masa de helio usando la ecuación de Mendeleev-Clapeyron, dado que la temperatura del helio es igual a la temperatura del aire y la presión del helio dentro de la pelota es igual a la atmosférica.
Masa molar de helio 0.004 kg/mol:
mgel = 0,00169 kg
Sustituyendo todos los resultados de las mediciones en la fórmula (4), obtenemos el valor de la masa molar del aire:
M= 0,030 kg/mol
(valor de la tabla de la masa molar
aire 0,029 kg/mol)
Producción: en un laboratorio escolar es posible determinar por métodos físicos la masa atómica relativa de un elemento químico y la masa molar de una sustancia. Al hacer este trabajo, aprendí mucho sobre cómo determinar la masa atómica relativa. Por supuesto, muchos métodos son inaccesibles para el laboratorio escolar, pero, sin embargo, incluso usando equipos elementales, pude determinar experimental y físicamente la masa atómica relativa de un elemento químico y la masa molar de una sustancia. Por lo tanto, cumplí con el propósito y las tareas establecidas en este trabajo.
Lista de literatura usada
alchemik.ru
alhimikov.net
https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass
G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2 Mol, masa molar. Química orgánica: un libro de texto web.
http://kf.info.urfu.ru/glavnaja/
https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass h
Lección 5 " Mol y masa molar» del curso « quimica para tontos» Considere un mol como una unidad de medida de la cantidad de una sustancia; daremos una definición del número de Avogadro y también aprenderemos cómo determinar la masa molar y resolver problemas para la cantidad de sustancia. La base de esta lección serán los conceptos básicos de química descritos en las lecciones anteriores, por lo que si está estudiando química desde cero, le recomiendo que los mire al menos de pasada.
Hasta esta lección, solo hemos discutido moléculas y átomos individuales, y hemos expresado sus masas en unidades de masa atómica. En la vida real, es imposible trabajar con moléculas individuales, porque son insignificantes. Para hacer esto, los químicos pesan las sustancias no en amu, sino en gramos.
Para cambiar de la escala de masa molecular a la escala de laboratorio, utilice unidad de medida para la cantidad de una sustancia llamado topo. 1 mol contiene 6.022·10 23 partículas (átomos o moléculas) y es una cantidad adimensional. El número 6.022 10 23 se llama , el cual se define como el número de partículas contenidas en 12 g de átomos de carbono 12 C. Es importante entender que 1 mol de cualquier sustancia siempre contiene el mismo número de partículas (6.022 10 23).
Como ya se mencionó, el término "mol" se aplica no solo a las moléculas, sino también a los átomos. Por ejemplo, si estás hablando de un mol de helio (He), entonces esto significa que tienes una cantidad igual a 6.022 10 23 átomos. De manera similar, 1 mol de agua (H 2 O) significa 6,022 x 10 23 moléculas. Sin embargo, la mayoría de las veces el mol se aplica a las moléculas.
Masa molar es la masa de 1 mol de una sustancia, expresada en gramos. La masa molar de un mol de cualquier elemento químico se encuentra fácilmente en la tabla periódica, ya que la masa molar es numéricamente igual a la masa atómica, pero tienen dimensiones diferentes (la masa molar tiene la dimensión g/mol). Escriba y recuerde las fórmulas para calcular la masa molar, la cantidad de sustancia y el número de moléculas:
- Fórmula de masa molar M=m/n
- Cantidad de sustancia fórmula n=m/M
- Número de moléculas fórmula N \u003d N A n
donde metro- la masa de la sustancia, norte- cantidad de sustancia (número de moles), METRO- masa molar, norte es el número de moléculas, N / A es el número de Avogadro. Gracias a la masa molar de una sustancia, los químicos pueden contar átomos y moléculas en el laboratorio simplemente pesándolos. Esto hace que sea conveniente utilizar el concepto lunar.
La figura muestra cuatro matraces con diferentes sustancias, pero cada uno de ellos contiene solo 1 mol de la sustancia. Puede verificar dos veces usando las fórmulas anteriores.
Tareas por la cantidad de sustancia.
Ejemplo 1 ¿Cuántos gramos de H 2 , H 2 O, CH 3 OH, octano (C 8 H 18) y gas neón (Ne) hay en 1 mol?
Solución: Las masas moleculares (en unidades de masa atómica) de las sustancias enumeradas se dan en la tabla periódica. 1 mol de cada una de estas sustancias tiene la siguiente masa:
Dado que las masas dadas en la solución del ejemplo 1 dan las masas relativas correctas de las moléculas que se pesan, la masa indicada de cada una de las sustancias enumeradas contiene el mismo número de moléculas. Esto hace que sea conveniente utilizar el concepto de mol. Ni siquiera es necesario saber cuál es el valor numérico del mol, aunque ya sabemos que es 6.022·10 23 ; este valor se llama número de Avogadro y se denota con el símbolo N A . La transición de moléculas individuales a moles significa un aumento en la escala de medición por un factor de 6.022·10 23. El número de Avogadro también es un multiplicador para convertir unidades de masa atómica a gramos: 1 g = 6.022 10 23 a.m.u. Si por peso molecular entendemos la masa de un mol de una sustancia, entonces debe medirse en gramos por mol; si realmente nos referimos a la masa de una molécula, entonces coincide numéricamente
con el peso molecular de la sustancia, pero se expresa en unidades de masa atómica por molécula. Ambas formas de expresar el peso molecular son correctas.
Ejemplo 2 ¿Cuántos moles son y cuántas moléculas contienen 8 g de oxígeno gaseoso O 2 ?
Solución: Escribimos de la tabla periódica la masa atómica del átomo de oxígeno (O), que es 15,99 uma, redondeada a 16. Como tenemos una molécula de oxígeno que consta de dos átomos de O, su masa atómica es 16 × 2 = 32 uma. Bien, y ahora lo traducimos a una masa molar: 32 amu \u003d 32 g / mol. Esto significa que 1 mol (6.022 10 23 moléculas) de O 2 tiene una masa de 32 gramos. Bueno, en conclusión, usando las fórmulas anteriores, encontramos la cantidad de sustancia (mol) y el número de moléculas contenidas en 8 gramos de O 2:
- n \u003d m / M \u003d 8g / 32g / mol \u003d 0,25 mol
- N \u003d N A × n \u003d 6.022 10 23 × 0.25 \u003d 1.505 10 23 moléculas
Ejemplo 3 1 molécula de H 2 reacciona con 1 molécula de Cl 2, lo que resulta en la formación de 2 moléculas de cloruro de hidrógeno gaseoso HCl. ¿Qué masa de cloro gaseoso debe usarse para reaccionar completamente con 1 kilogramo (kg) de hidrógeno gaseoso?
Solución: Los pesos moleculares de H 2 y Cl 2 son 2,0160 y 70,906 g/mol, respectivamente. Por lo tanto, 1000 g de H 2 contienen
Incluso sin averiguar cuántas moléculas contiene un mol de una sustancia, podemos estar seguros de que 496 moles de Cl 2 contienen el mismo número de moléculas que 496,0 moles, o 1000 g, de H 2. ¿Cuántos gramos de Cl 2 hay en 496 moles de esta sustancia? Dado que el peso molecular de Cl 2 es 70.906 g / mol, entonces
Ejemplo 4 ¿Cuántas moléculas de H 2 y Cl 2 están involucradas en la reacción descrita en el ejemplo 3?
Solución: 496 moles de cualquier sustancia deben contener 496 moles × 6.022 10 23 moléculas/mol, que es igual a 2,99 · 10 26 moléculas.
Para ilustrar cuán grande es el número de Avogadro, tomemos este ejemplo: 1 mol de cocos cada uno con un diámetro de 14 centímetros (cm) podría llenar el volumen que ocupa nuestro planeta Tierra. El uso de moles en los cálculos químicos se trata en el siguiente capítulo, pero la idea de esto ya se tenía que introducir aquí, ya que necesitamos saber cómo se lleva a cabo la transición de la escala molecular de medición de masa a la escala de laboratorio. .
Espero lección 5" Mol y masa molar” fue informativo y comprensible. Si tienes alguna pregunta, escríbela en los comentarios.
En química no se utilizan los valores de las masas absolutas de las moléculas, sino el valor de la masa molecular relativa. Muestra cuántas veces la masa de una molécula es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono. Este valor se denota por M r .
El peso molecular relativo es igual a la suma de las masas atómicas relativas de sus átomos constituyentes. Calcular el peso molecular relativo del agua.
Sabes que una molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Entonces su masa molecular relativa será igual a la suma de los productos de la masa atómica relativa de cada elemento químico y el número de sus átomos en una molécula de agua:
Conociendo los pesos moleculares relativos de las sustancias gaseosas, uno puede comparar sus densidades, es decir, calcular la densidad relativa de un gas de otro - D (A / B). La densidad relativa del gas A para el gas B es igual a la relación de sus masas moleculares relativas:
Calcule la densidad relativa del dióxido de carbono para el hidrógeno:
Ahora calculamos la densidad relativa del dióxido de carbono para el hidrógeno:
D(co.g./hidrógeno.) = M r (co. g.) : M r (hidrógeno) = 44:2 = 22.
Así, el dióxido de carbono es 22 veces más pesado que el hidrógeno.
Como sabes, la ley de Avogadro se aplica solo a sustancias gaseosas. Pero los químicos necesitan tener una idea sobre el número de moléculas y en porciones de sustancias líquidas o sólidas. Por lo tanto, para comparar el número de moléculas en sustancias, los químicos introdujeron el valor: masa molar .
La masa molar se denota METRO, es numéricamente igual al peso molecular relativo.
La relación entre la masa de una sustancia y su masa molar se llama cantidad de sustancia .
La cantidad de una sustancia se denota norte. Esta es una característica cuantitativa de una porción de una sustancia, junto con la masa y el volumen. La cantidad de una sustancia se mide en moles.
La palabra "mole" proviene de la palabra "molécula". El número de moléculas en cantidades iguales de una sustancia es el mismo.
Se ha establecido experimentalmente que 1 mol de una sustancia contiene partículas (por ejemplo, moléculas). Este número se llama número de Avogadro. Y si le agrega una unidad de medida, 1 / mol, entonces será una cantidad física, la constante de Avogadro, que se denota N A.
La masa molar se mide en g/mol. El significado físico de la masa molar es que esta masa es 1 mol de una sustancia.
Según la ley de Avogadro, 1 mol de cualquier gas ocupará el mismo volumen. El volumen de un mol de gas se llama volumen molar y se denota por V n .
En condiciones normales (que es 0°C y presión normal - 1 atm. o 760 mm Hg o 101,3 kPa), el volumen molar es de 22,4 l/mol.
Entonces la cantidad de sustancia gaseosa en n.o. se puede calcular como la relación entre el volumen de gas y el volumen molar.
TAREA 1. ¿Qué cantidad de sustancia corresponde a 180 g de agua?
TAREA 2. Calculemos el volumen en n.o., que estará ocupado por dióxido de carbono en la cantidad de 6 mol.
Bibliografía
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- Ushakova V.O. Libro de trabajo de química: 8vo grado: al libro de texto por P.A. Orzhekovsky y otros.“Química. Grado 8” / V.O. Ushakova, P. I. Bespalov, PA Orzhekovsky; bajo. edición profe. PENSILVANIA. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 27-32)
- Química: 8º grado: libro de texto. en general instituciones / A.P. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
- Química: inorg. química: libro de texto. para 8 celdas. institución general / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Educación, JSC "Libros de texto de Moscú", 2009. (§§ 10, 17)
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Tarea
1.p.69 No. 3; p.73 Nos. 1, 2, 4 del libro de texto "Química: 8vo grado" (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005).
2. №№ 65, 66, 71, 72 de la Colección de tareas y ejercicios de química: 8vo grado: al libro de texto de P.A. Orzhekovsky y otros "Química, Grado 8" / P.A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.
El peso molecular es uno de los conceptos básicos de la química moderna. Su introducción fue posible después de la justificación científica de la declaración de Avogadro de que muchas sustancias consisten en las partículas más pequeñas, moléculas, cada una de las cuales, a su vez, consta de átomos. La ciencia debe gran parte de este juicio al químico italiano Amadeo Avogadro, quien comprobó científicamente la estructura molecular de las sustancias y le dio a la química muchos de los conceptos y leyes más importantes.
Unidades de masa de los elementos
Inicialmente, el átomo de hidrógeno se tomó como la unidad básica de masa atómica y molecular como el más ligero de los elementos del universo. Pero las masas atómicas se calcularon principalmente sobre la base de sus compuestos de oxígeno, por lo que se decidió elegir un nuevo estándar para determinar las masas atómicas. La masa atómica del oxígeno se tomó igual a 15, la masa atómica de la sustancia más ligera de la Tierra, el hidrógeno, - 1. En 1961, el sistema de oxígeno para determinar el peso fue generalmente aceptado, pero creó ciertos inconvenientes.
En 1961, se adoptó una nueva escala de masas atómicas relativas, cuyo estándar era el isótopo de carbono 12 C. La unidad de masa atómica (a.m.u. abreviada) es 1/12 de la masa de este estándar. En la actualidad, la masa atómica se refiere a la masa de un átomo, que debe expresarse en a.m.u.
Masa de moléculas
La masa de una molécula de cualquier sustancia es igual a la suma de las masas de todos los átomos que forman esa molécula. El hidrógeno tiene el peso molecular más ligero de un gas, su compuesto se escribe como H 2 y tiene un valor cercano a dos. La molécula de agua consta de un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. Por tanto, su peso molecular es 15,994 + 2*1,0079=18,0152 a.m.u. Los compuestos orgánicos complejos (proteínas y aminoácidos) tienen los pesos moleculares más grandes. El peso molecular de una unidad estructural de proteína oscila entre 600 y 10 6 y más, dependiendo del número de cadenas peptídicas en esta estructura macromolecular.
lunar
Simultáneamente con las unidades estándar de masa y volumen en química, se utiliza una unidad de sistema muy especial: el mol.
Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (iones, átomos, moléculas, electrones) como hay en 12 gramos del isótopo 12C.
Al aplicar la medida de la cantidad de una sustancia, es necesario indicar a qué unidades estructurales se refiere. Como se desprende del concepto de "mol", en cada caso individual debe indicarse exactamente qué unidades estructurales están en cuestión, por ejemplo, un mol de iones H +, un mol de moléculas H 2, etc.
Peso molar y molecular
La masa de una cantidad de una sustancia en 1 mol se mide en g/mol y se denomina masa molar. La relación entre la masa molecular y molar se puede escribir como una ecuación
ν = k × m/M, donde k es el coeficiente de proporcionalidad.
Es fácil decir que para cualquier razón el coeficiente de proporcionalidad será igual a uno. En efecto, el isótopo de carbono tiene una masa molecular relativa de 12 uma y, según la definición, la masa molar de esta sustancia es de 12 g/mol. La relación entre el peso molecular y el molar es 1. De esto podemos concluir que los pesos molar y molecular tienen los mismos valores numéricos.
Volúmenes de gas
Como sabes, todas las sustancias que nos rodean pueden estar en estado de agregación sólido, líquido o gaseoso. Para sólidos, la medida base más común es la masa; para sólidos y líquidos, el volumen. Esto se debe a que los sólidos conservan su forma y dimensiones finales, las sustancias líquidas y gaseosas no tienen dimensiones finitas. La peculiaridad de cualquier gas es que entre sus unidades estructurales (moléculas, átomos, iones) la distancia es muchas veces mayor que las mismas distancias en líquidos o sólidos. Por ejemplo, un mol de agua en condiciones normales ocupa un volumen de 18 ml; aproximadamente la misma cantidad cabe en una cucharada. El volumen de un mol de sal de mesa finamente cristalina es de 58,5 ml, y el volumen de 1 mol de azúcar es 20 veces mayor que un mol de agua. Se requiere aún más espacio para los gases. Un mol de nitrógeno en condiciones normales ocupa un volumen 1240 veces mayor que un mol de agua.
Por lo tanto, los volúmenes de sustancias gaseosas difieren significativamente de los volúmenes de líquidos y sólidos. Esto se debe a la diferencia de distancias entre las moléculas de sustancias en diferentes estados agregados.
Condiciones normales
El estado de cualquier gas depende en gran medida de la temperatura y la presión. Por ejemplo, el nitrógeno a una temperatura de 20 ° C ocupa un volumen de 24 litros, y a 100 ° C a la misma presión, 30,6 litros. Los químicos tuvieron en cuenta esta dependencia, por lo que se decidió reducir todas las operaciones y mediciones con sustancias gaseosas a condiciones normales. En todo el mundo, los parámetros de las condiciones normales son los mismos. Para los productos químicos gaseosos, estos son:
- Temperatura a 0°C.
- Presión a 101,3 kPa.
Para condiciones normales, se acepta una abreviatura especial - n.o. A veces, esta designación no está escrita en tareas, entonces debe volver a leer cuidadosamente las condiciones del problema y llevar los parámetros de gas dados a condiciones normales.
Cálculo del volumen de 1 mol de gas.
Como ejemplo, es fácil calcular un mol de cualquier gas, como el nitrógeno. Para hacer esto, primero debe encontrar el valor de su peso molecular relativo:
METRO (N 2)= 2×14=28.
Dado que la masa molecular relativa de una sustancia es numéricamente igual a la masa molar, entonces M(N 2) \u003d 28 g / mol.
Empíricamente, se encontró que en condiciones normales, la densidad del nitrógeno es de 1,25 g/litro.
Sustituyamos este valor en la fórmula estándar conocida del curso de física de la escuela, donde:
- V es el volumen de gas;
- m es la masa de gas;
- ρ es la densidad del gas.
Obtenemos que el volumen molar de nitrógeno en condiciones normales
V (N 2) \u003d 25 g / mol: 1,25 g / litro \u003d 22,4 l / mol.
Resulta que un mol de nitrógeno ocupa 22,4 litros.
Si realiza esta operación con todas las sustancias gaseosas existentes, puede llegar a una conclusión sorprendente: el volumen de cualquier gas en condiciones normales es de 22,4 litros. Independientemente de qué tipo de gas estemos hablando, cuál sea su estructura y características físico-químicas, un mol de este gas ocupará un volumen de 22,4 litros.
El volumen molar de un gas es una de las constantes más importantes en química. Esta constante permite resolver muchos problemas químicos asociados con la medición de las propiedades de los gases en condiciones normales.
Resultados
El peso molecular de las sustancias gaseosas es importante para determinar la cantidad de una sustancia. Y si el investigador conoce la cantidad de sustancia de un gas en particular, puede determinar la masa o el volumen de dicho gas. Para la misma porción de una sustancia gaseosa, se cumplen simultáneamente las siguientes condiciones:
ν = metro/ METRO ν= V/ V metro.
Si quitamos la constante ν, podemos igualar estas dos expresiones:
Entonces puede calcular la masa de una porción de la sustancia y su volumen, y se conoce el peso molecular de la sustancia bajo estudio. Al aplicar esta fórmula, la relación volumen-masa se puede calcular fácilmente. Al reducir esta fórmula a la forma M = m V m / V, se conocerá la masa molar del compuesto deseado. Para calcular este valor, basta con conocer la masa y el volumen del gas en estudio.
Debe recordarse que es imposible una correspondencia estricta entre el peso molecular real de una sustancia y el encontrado por la fórmula. Cualquier gas contiene muchas impurezas y aditivos que provocan ciertos cambios en su estructura y afectan la determinación de su masa. Pero estas fluctuaciones hacen cambios al tercer o cuarto dígito después del punto decimal en el resultado encontrado. Por lo tanto, para tareas escolares y experimentos, los resultados encontrados son bastante plausibles.