Molekulmasa: noteikšanas pamatprincipi. Kā atrast molāro masu

Jebkura viela sastāv no noteiktas struktūras daļiņām (molekulām vai atomiem). Vienkārša savienojuma molāro masu aprēķina, izmantojot D.I. elementu periodisko tabulu. Mendeļejevs. Ja ir nepieciešams noskaidrot šo parametru sarežģītā vielā, tad aprēķins ir garš, un šajā gadījumā skaitlis tiek apskatīts atsauces grāmatā vai ķīmiskajā katalogā, jo īpaši Sigma-Aldrich.

Molmasas jēdziens

Molmasa (M) ir viena mola vielas svars. Šo parametru katram atomam var atrast elementu periodiskajā tabulā, tas atrodas tieši zem nosaukuma. Aprēķinot savienojumu masu, skaitlis parasti tiek noapaļots līdz tuvākajai veselajai vai desmitajai daļai. Lai galīgi saprastu, no kurienes šī vērtība nāk, ir jāsaprot jēdziens "mols". Tas ir vielas daudzums, kas satur pēdējo daļiņu skaitu, kas vienāds ar 12 g stabilā oglekļa izotopa (12 C). Vielu atomi un molekulas atšķiras pēc izmēra plašā diapazonā, savukārt to skaits molā ir nemainīgs, bet masa un attiecīgi arī tilpums palielinās.

Jēdziens "molmasa" ir cieši saistīts ar Avogadro skaitli (6,02 x 10 23 mol -1). Šis skaitlis apzīmē nemainīgu vielas vienību (atomu, molekulu) skaitu 1 molā.

Molārās masas vērtība ķīmijai

Ķimikālijas savstarpēji reaģē dažādās reakcijās. Parasti jebkuras ķīmiskās mijiedarbības vienādojums norāda, cik daudz molekulu vai atomu tiek izmantots. Šādus apzīmējumus sauc par stehiometriskajiem koeficientiem. Tie parasti parādās pirms formulas. Tāpēc reakciju kvantitatīvā raksturojuma pamatā ir vielas daudzums un molārā masa. Tie skaidri atspoguļo atomu un molekulu mijiedarbību savā starpā.

Molārās masas aprēķināšana

Jebkuras vielas vai zināmas struktūras komponentu maisījuma atomu sastāvu var apskatīt elementu periodiskajā tabulā. Neorganiskos savienojumus, kā likums, raksta pēc bruto formulas, tas ir, nenorādot struktūru, bet tikai atomu skaitu molekulā. Organiskās vielas molārās masas aprēķināšanai ir norādītas tādā pašā veidā. Piemēram, benzols (C 6 H 6).

Kā aprēķina molāro masu? Formula ietver atomu veidu un skaitu molekulā. Saskaņā ar tabulu D.I. Mendeļejeva, elementu molārās masas tiek pārbaudītas, un katrs cipars tiek reizināts ar atomu skaitu formulā.

Pamatojoties uz atomu molekulmasu un veidu, jūs varat aprēķināt to skaitu molekulā un sastādīt savienojuma formulu.

Elementu molārā masa

Bieži vien, lai veiktu reakcijas, aprēķinus analītiskajā ķīmijā un koeficientu izvietošanu vienādojumos, ir nepieciešamas zināšanas par elementu molekulmasu. Ja molekulā ir viens atoms, tad šī vērtība būs vienāda ar vielas vērtību. Divu vai vairāku elementu klātbūtnē molārā masa tiek reizināta ar to skaitu.

Molārās masas vērtība, aprēķinot koncentrācijas

Šo parametru izmanto, lai pārrēķinātu gandrīz visas vielu koncentrācijas izteikšanas metodes. Piemēram, bieži rodas situācijas, nosakot masas daļu, pamatojoties uz vielas daudzumu šķīdumā. Pēdējais parametrs ir izteikts vienībās mol / litrā. Lai noteiktu vēlamo svaru, vielas daudzums tiek reizināts ar molāro masu. Iegūtā vērtība tiek samazināta par koeficientu 10.

Molāro masu izmanto, lai aprēķinātu vielas normalitāti. Šo parametru izmanto analītiskajā ķīmijā, lai veiktu titri- un gravimetriskās analīzes metodes, ja nepieciešama precīza reakcija.

Molārās masas mērīšana

Pirmā vēsturiskā pieredze bija gāzu blīvuma mērīšana attiecībā pret ūdeņradi. Tika veikti turpmāki koligatīvo īpašību pētījumi. Tie ietver, piemēram, osmotisko spiedienu, viršanas vai sasalšanas starpības noteikšanu starp šķīdumu un tīru šķīdinātāju. Šie parametri tieši korelē ar vielas daļiņu skaitu sistēmā.

Dažreiz molārās masas mērīšanu veic vielai ar nezināmu sastāvu. Iepriekš tika izmantota tāda metode kā izotermiskā destilācija. Tās būtība ir vielas šķīduma ievietošana kamerā, kas piesātināta ar šķīdinātāja tvaikiem. Šādos apstākļos notiek tvaiku kondensācija, un maisījuma temperatūra paaugstinās, sasniedz līdzsvaru un sāk pazemināties. Izdalīto iztvaikošanas siltumu aprēķina no šķīduma sildīšanas un dzesēšanas ātruma izmaiņām.

Galvenā mūsdienu metode molārās masas mērīšanai ir masas spektrometrija. Tas ir galvenais veids, kā identificēt vielu maisījumus. Ar moderno iekārtu palīdzību šis process notiek automātiski, tikai sākotnēji nepieciešams izvēlēties savienojumu atdalīšanas nosacījumus paraugā. Masu spektrometrijas metodes pamatā ir vielas jonizācija. Rezultātā veidojas dažādi uzlādēti savienojuma fragmenti. Masas spektrs norāda masas attiecību pret jonu lādiņu.

Molārās masas noteikšana gāzēm

Jebkuras gāzes vai tvaika molāro masu ir viegli izmērīt. Pietiek izmantot kontroli. Viens un tas pats gāzveida vielas tilpums ir vienāds ar citu vielu tajā pašā temperatūrā. Zināma metode tvaika tilpuma mērīšanai ir izspiestā gaisa daudzuma noteikšana. Šo procesu veic, izmantojot sānu sviru, kas ved uz mērierīci.

Molārās masas praktiska izmantošana

Tādējādi molārās masas jēdziens tiek plaši izmantots ķīmijā. Lai aprakstītu procesu, izveidotu polimēru kompleksus un citas reakcijas, ir nepieciešams aprēķināt šo parametru. Svarīgs punkts ir aktīvās vielas koncentrācijas noteikšana farmaceitiskajā vielā. Piemēram, izmantojot šūnu kultūru, tiek pētītas jauna savienojuma fizioloģiskās īpašības. Turklāt molārā masa ir svarīga bioķīmiskajos pētījumos. Piemēram, pētot līdzdalību elementa vielmaiņas procesos. Tagad ir zināma daudzu enzīmu struktūra, tāpēc ir iespējams aprēķināt to molekulmasu, ko galvenokārt mēra kilodaltonos (kDa). Mūsdienās ir zināmi gandrīz visu cilvēka asins komponentu, jo īpaši hemoglobīna, molekulmasa. Vielas molekulārā un molārā masa noteiktos gadījumos ir sinonīmi. To atšķirības slēpjas faktā, ka pēdējais parametrs ir vidējais rādītājs visiem atoma izotopiem.

Jebkuri mikrobioloģiskie eksperimenti, lai precīzi noteiktu vielas ietekmi uz fermentu sistēmu, tiek veikti, izmantojot molārās koncentrācijas. Piemēram, biokatalīzē un citās jomās, kur nepieciešama fermentatīvās aktivitātes izpēte, tiek izmantoti tādi jēdzieni kā induktori un inhibitori. Lai regulētu fermenta aktivitāti bioķīmiskā līmenī, ir nepieciešams pētīt, izmantojot precīzi molārās masas. Šis parametrs ir stingri nostiprinājies dabas un inženierzinātņu jomā, piemēram, fizikā, ķīmijā, bioķīmijā, biotehnoloģijā. Šādi raksturotie procesi kļūst saprotamāki no mehānismu, to parametru noteikšanas viedokļa. Pāreja no fundamentālās zinātnes uz lietišķo zinātni nav pilnīga bez molārās masas rādītāja, sākot no fizioloģiskiem šķīdumiem, bufersistēmām un beidzot ar farmaceitisko vielu devu noteikšanu organismam.

Darba teksts ievietots bez attēliem un formulām.
Pilna darba versija ir pieejama cilnē "Darba faili" PDF formātā

Ievads

Ķīmijas un fizikas izpētē liela nozīme ir tādiem jēdzieniem kā "atoms", "ķīmiskā elementa relatīvā atomu un molārā masa". Šķiet, ka nekas jauns šajā jomā jau sen nav atklāts. Tomēr Starptautiskā tīrās un lietišķās ķīmijas savienība (IUPAC) katru gadu atjaunina ķīmisko elementu atomu masas vērtības. Pēdējo 20 gadu laikā ir koriģētas 36 elementu atomu masas, un 18 no tiem nav izotopu.

Piedaloties Dabaszinātņu olimpiādes Viskrievijas pilnas slodzes kārtā, mums tika piedāvāta šāda problēma: "Ieteikt metodi vielas molārās masas noteikšanai skolas laboratorijā."

Šis uzdevums bija tīri teorētisks, un es to veiksmīgi izpildīju. Tāpēc es nolēmu eksperimentāli, skolas laboratorijā, aprēķināt vielas molāro masu.

Mērķis:

Eksperimentāli noteikt vielas molmasu skolas laboratorijā.

Uzdevumi:

Izpētiet zinātnisko literatūru, kurā aprakstīts, kā aprēķināt relatīvo atomu un molāro masu.

Eksperimentāli noteikt vielas molmasu gāzveida un cietā stāvoklī, izmantojot fizikālās metodes.

Izdariet secinājumus.

II. Galvenā daļa

Pamatjēdzieni:

Relatīvā atomu masa ir ķīmiskā elementa masa, kas izteikta atommasas vienībās (amu). Par 1 amu Ņem 1/12 daļu no oglekļa izotopa masas ar atommasu 12. 1 amu = 1,6605655 · 10 -27 kg.

Relatīvā atomu masa - parāda, cik reižu ķīmiskā elementa dotā atoma masa ir lielāka par 1/12 no izotopa 12 C masas.

Izotopi- viena ķīmiskā elementa atomi, kam ir atšķirīgs neitronu skaits un vienāds protonu skaits kodolā, tāpēc tiem ir atšķirīga relatīvā atomu masa.

Vielas molārā masa -šī vielas masa, kas ņemta 1 mola daudzumā.

1 mols - tas ir vielas daudzums, kas satur tādu pašu atomu (molekulu) skaitu, kāds ir 12 g oglekļa.

Vielas īpatnējais siltums ir fizikāls lielums, kas parāda, cik daudz siltuma ir jāpadod subjektam, kas sver 1 kg, lai tā temperatūra mainītos par 1 0 C.

Siltuma jauda - tas ir vielas īpatnējās siltumietilpības un tās masas reizinājums.

Ķīmisko elementu atomu masu noteikšanas vēsture:

Izanalizējot dažādus literatūras avotus par dažādu ķīmisko elementu relatīvo atomu masu noteikšanas vēsturi, es nolēmu apkopot datus tabulā, kas ir diezgan ērti, jo dažādos literatūras avotos informācija ir sniegta neskaidri:

Zinātnieka vārds, gads	Ieguldījums relatīvo atomu masu izpētē un noteikšanā	Piezīme
Džons Daltons	Ir skaidrs, ka nav iespējams tieši nosvērt atomus. Daltons runāja tikai par "gāzveida un citu ķermeņu mazāko daļiņu svara attiecību", tas ir, par to relatīvajām masām. Kā masas vienību Daltons ņēma ūdeņraža atoma masu, un, lai atrastu citu atomu masas, viņš izmantoja dažādu ūdeņraža savienojumu procentuālo sastāvu ar citiem elementiem, ko atraduši dažādi pētnieki. Daltons sastādīja pasaulē pirmo tabulu par noteiktu elementu relatīvo atomu masu.
Viljams Prouts	Viņš ierosināja, ka visi pārējie elementi varēja rasties no vieglākā elementa, ūdeņraža, kondensācijas rezultātā. Šajā gadījumā visu elementu atomu masām jābūt ūdeņraža atoma masas daudzkārtējām. Atommasas vienībai viņš ieteica izvēlēties ūdeņradi.	Tikai vēlāk - dažu nākamo gadu laikā izrādījās, ka Prouta hipotēze patiešām apstiprinājās bija: visi elementi faktiski veidojās supernovu sprādzienā no ūdeņraža atomu kodoliem - protoniem, kā arī neitroniem.
1819 Dulong P.I., A.T. Pti:	Īkšķis: atommasas un siltumietilpības produkts- vērtība ir nemainīga. Šo noteikumu joprojām izmanto, lai noteiktu noteiktu vielu relatīvo atomu masu.	Bērzeliuss koriģēja dažas metālu atomu masas, pamatojoties uz likumu
Stass, Ričards	Dažu elementu relatīvās atommasas precizēšana.
S. Ca-Nicaro	Dažu elementu relatīvās atommasas noteikšana, nosakot elementu gaistošo savienojumu zināmās relatīvās molekulmasas
Stas, Beļģija	Viņš ierosināja mainīt atomu masas vienību un kā jauno standartu izvēlēties skābekļa atomu. Skābekļa atoma masa tika pieņemta vienāda ar 16 000, mērvienība kļuva par 1/16 no šīs skābekļa masas.
	Pilnīgs Prouta hipotēzes atspēkošana, pamatojoties uz ķīmisko elementu masu attiecības noteikšanu dažos savienojumos
D.I. Mendeļejevs	Pamatojoties uz periodisko tabulu, noteikta un koriģēta dažu zināmu un vēl neatklātu ķīmisko elementu relatīvās atomu masas.
	Tika apstiprināta tā sauktā skābekļa skala, kur par standartu tika ņemta skābekļa atoma masa.
Teodors Viljams Ričardss	20. gadsimta sākumā. ļoti precīzi noteica 25 ķīmisko elementu atommasas un izlaboja citu ķīmiķu iepriekš pieļautās kļūdas.
	Ir izveidots masas spektrogrāfs, lai noteiktu relatīvās atomu masas
	Atomu masas vienībai (amu) tika ņemta 1/12 no oglekļa izotopa 12C (oglekļa vienības) masas. (1 amu jeb 1D (daltons) SI masas vienībās ir 1,6605710–27 kg.)

Zinot atoma relatīvo atommasu, jūs varat noteikt vielas molāro masu: М = Аr · 10 ³ kg / mol

Metodes elementu molekulmasu noteikšanai:

Atomu un molekulmasu var noteikt ar fizikālām vai ķīmiskām metodēm. Ķīmiskās metodes izceļas ar to, ka vienā no posmiem tās ietver nevis pašus atomus, bet gan to kombinācijas.

Fiziskās metodes:

1 veids. Dilogs un Petita likums

1819. gadā Dulongs kopā ar A.T. Petits izveidoja cietvielu siltumietilpības likumu, saskaņā ar kuru vienkāršu cietvielu īpatnējo siltumietilpību reizinājums ar to elementu relatīvo atommasu ir aptuveni nemainīga vērtība (mūsdienu mērvienībās, kas vienāda ar aptuveni Cv Ar = 25,12 J / (G.K)); tagad šo attiecību sauc par "Dulong-Petit likumu". Īpatnējā siltuma likums, kas diezgan ilgu laiku palika nepamanīts laikabiedriem, vēlāk kalpoja par pamatu metodei aptuvenai smago elementu atomu masas noteikšanai. No Dulonga un Petita likuma izriet, ka, dalot 25,12 ar vienkāršas vielas īpatnējo siltumu, ko var viegli noteikt eksperimentāli, var atrast aptuvenu vērtību dotā elementa relatīvajai atommasai. Un, zinot elementa relatīvo atommasu, jūs varat noteikt vielas molāro masu.

М = Мr · 10̵ ³ kg / mol

Fizikas un ķīmijas attīstības sākumposmā elementa īpatnējo siltumu bija vieglāk noteikt nekā daudzus citus parametrus, tāpēc, izmantojot šo likumu, tika noteiktas aptuvenās RELATĪVĀS ATOMAMAS vērtības.

nozīmē, Ar = 25,12 / s

c ir vielas īpatnējais siltums

Lai noteiktu cietas vielas īpatnējo siltumu, mēs veiksim šādu eksperimentu:

Q1 = c1m1 (t-t1), kur Q1 ir siltuma daudzums, ko ūdens izdala siltuma apmaiņas rezultātā, c1 ir ūdens īpatnējā siltumietilpība (tabulas vērtība), m1 ir ūdens masa, t ir galīgā temperatūra, t 1 ir sākotnējā ūdens temperatūra, Q2 = c2m2 (t-t2), kur Q2 ir siltuma daudzums, ko cieta viela saņem siltuma apmaiņas rezultātā, c2 ir vielas īpatnējā siltumietilpība (jānosaka), m2 ir vielas masa, t 2 ir sākotnējā temperatūra. izmeklējamā iestāde, kopš siltuma bilances vienādojumam ir šāda forma: Q1 + Q2 = 0 ,

tad c2 = c1m1 (t-t1) / (- m2 (t-t2))

						c, J / (kg 0 K)

Vidēji relatīvā atomu masa viela izrādījās

Ar = 26,5 amu

Tāpēc molārā masa a ir vienāds M = 0,0265 kg / mol.

Ciets korpuss - alumīnija stienis

2. metode. Aprēķināsim gaisa molmasu.

Izmantojot sistēmas līdzsvara nosacījumu, jūs varat arī aprēķināt vielas molmasu, piemēram, gāzi, piemēram, gaisu.

Fa = F cieši(Arhimēda spēks, kas iedarbojas uz balonu, tiek līdzsvarots ar kopējo gravitācijas spēku, kas iedarbojas uz balona apvalku, balonā esošo gāzi un no balona piekārto slodzi.). Protams, ņemot vērā, ka bumba ir pakārta gaisā (tā neceļas un nekrīt).

Fa- Arhimēda spēks, kas iedarbojas uz bumbu gaisā

Fa = ρvg Vsh

ρv - gaisa blīvums

F1- gravitācijas spēks, kas iedarbojas uz lodītes apvalku un gāzi (hēliju) lodes iekšpusē

F1 = mobg + mgelg

F2- gravitācijas spēks, kas iedarbojas uz kravu

F2 = mgr g

Mēs iegūstam formulu: ρвg Vш= mob g + mgel g + mgr g (1)

Gaisa molmasas aprēķināšanai izmantosim Mendeļejeva-Klapeirona formulu:

Izteiksim gaisa molāro masu:

Vienādojumā (3) gaisa blīvuma vietā mēs aizstājam vienādojumu (2). Tātad, mēs saņēmām formulu gaisa molārās masas aprēķināšanai:

Tāpēc, lai atrastu gaisa molāro masu, jums jāmēra:

1) kravas svars

2) hēlija masa

3) čaumalu masa

4) gaisa temperatūra

5) gaisa spiediens (atmosfēras spiediens)

6) bumbas tilpums

R- universāla gāzes konstante, R = 8,31 J/ (mol K)

Barometrs rādīja atmosfēras spiedienu

vienāds pa = 96000Pa

Iekštelpu gaisa temperatūra:

T = 23 + 273 = 297 K

Mēs noteicām slodzes masu un lodītes korpusa masu, izmantojot elektroniskos svarus:

mgr = 8,02g

lodītes apvalka masa:

mob = 3,15g

Bumbiņas tilpumu mēs noteicām divos veidos:

a) mūsu bumbiņa izrādījās apaļa. Izmērot bumbiņas apkārtmēru vairākās vietās, noteicām bumbiņas rādiusu. Un tad tā apjoms: V = 4/3 · πR³

L = 2πR, Lav = 85,8 cm = 0,858 m, tāpēc R = 0,137 m

Vsh = 0,0107 m³

b) ielej ūdeni spainī līdz pašai malai, pēc tam ievietojot to paplātē, lai notecinātu ūdeni. Balonu pilnībā nolaidām ūdenī, daļu ūdens ielēja vannā zem spaiņa, izmērot no spaiņa izlietā ūdens tilpumu, noteicām balona tilpumu: Vūdens = Vsh = 0,011 m³

(Bumbiņa attēlā bija tuvāk kamerai, tāpēc šķiet lielāka)

Tātad aprēķiniem mēs ņēmām bumbiņas tilpuma vidējo vērtību:

Vsh = 0,0109 m³

Hēlija masu nosakām, izmantojot Mendeļejeva-Klapeirona vienādojumu, ņemot vērā, ka hēlija temperatūra ir vienāda ar gaisa temperatūru, bet hēlija spiediens lodītes iekšpusē ir vienāds ar atmosfēras spiedienu.

Hēlija molārā masa 0,004 kg/mol:

mgel = 0,00169 kg

Aizvietojot visus mērījumu rezultātus formulā (4), mēs iegūstam gaisa molārās masas vērtību:

M = 0,030 kg / mol

(molmasas tabulas vērtība

gaiss 0,029 kg / mol)

Secinājums: skolas laboratorijā ar fizikālām metodēm var noteikt ķīmiskā elementa relatīvo atommasu un vielas molmasu. Paveicot šo darbu, es daudz uzzināju par relatīvās atommasas noteikšanas metodēm. Protams, daudzas metodes skolas laboratorijai nav pieejamas, bet tomēr, pat izmantojot elementāras iekārtas, man izdevās eksperimentāli ar fizikālām metodēm noteikt ķīmiskā elementa relatīvo atommasu un vielas molmasu. Līdz ar to šajā darbā izvirzīto mērķi un uzdevumus esmu izpildījis.

Izmantotās literatūras saraksts

alhimik.ru

alhimikov.net

https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass

G.I.Derjabina, G.V. Kantari. 2,2 mols, molmasa. Organiskā ķīmija: tīmekļa grāmata.

http://kf.info.urfu.ru/glavnaja/

https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass h

5. nodarbībā " Mols un molārā masa"No kursa" Ķīmija manekeniem»Uzskatiet molu par vielas daudzuma mērīšanas vienību; sniegsim Avogadro skaitļa definīciju, kā arī uzzināsim, kā noteikt molāro masu un atrisināt problēmas par vielas daudzumu. Šīs nodarbības pamatā būs iepriekšējās stundās izklāstītie ķīmijas pamati, tādēļ, ja jūs apgūstat ķīmiju no nulles, iesaku tos vismaz īsi izlasīt.

Pirms šīs nodarbības mēs apspriedām tikai atsevišķas molekulas un atomus, un izteicām to masas atomu masas vienībās. Reālajā dzīvē nav iespējams strādāt ar atsevišķām molekulām, jo tās ir niecīgas. Šim nolūkam ķīmiķi vielas sver nevis amu, bet gramos.

Lai pārslēgtos no molekulmasas skalas uz laboratorijas skalu, izmantojiet mērvienība vielas daudzuma mērīšanai sauc par kurmi. 1 mols satur 6,022 · 10 23 daļiņas (atomus vai molekulas) un ir bezizmēra lielums. Tiek izsaukts skaitlis 6,022 · 10 23, kas tiek definēts kā daļiņu skaits, ko satur 12 g oglekļa atomu 12 C. Ir svarīgi saprast, ka 1 mols jebkuras vielas vienmēr satur vienādu daļiņu skaitu (6,022 · 10 23). ).

Kā jau minēts, termins "mols" attiecas ne tikai uz molekulām, bet arī uz atomiem. Piemēram, ja jūs runājat par molu hēlija (He), tad tas nozīmē, ka jums ir 6,022 · 10 23 atomi. Tāpat 1 mols ūdens (H 2 O) nozīmē daudzumu, kas vienāds ar 6,022 · 10 23 molekulām. Tomēr visbiežāk mols tiek piemērots tieši molekulām.

Molārā masa Ir 1 mola vielas masa, kas izteikta gramos. Jebkura ķīmiskā elementa viena mola molu var viegli atrast no periodiskās tabulas, jo molārā masa ir skaitliski vienāda ar atommasu, bet to izmēri ir atšķirīgi (molmasai ir izmērs g / mol). Pierakstiet un iegaumējiet formulas molārās masas, vielas daudzuma un molekulu skaita aprēķināšanai:

Molārās masas formula M = m / n
Vielas daudzums formulas n = m / M
Molekulu skaits formula N = N A n

kur m- vielas masa, n- vielas daudzums (molu skaits), M- molārā masa, N- molekulu skaits, N A Vai Avogadro numurs. Vielas molārās masas dēļ ķīmiķi var laboratorijā saskaitīt atomus un molekulas, vienkārši tos nosverot. Tas padara jēdziena lietošanu ērtu kurmis.

Attēlā parādītas četras kolbas ar dažādām vielām, bet katrā no tām ir tikai 1 mols vielas. Varat vēlreiz pārbaudīt, izmantojot iepriekš minētās formulas.

Uzdevumi vielas daudzumam

1. piemērs. Cik gramu H 2, H 2 O, CH 3 OH, oktāna (C 8 H 18) un neona gāzes (Ne) ir 1 molā?

Risinājums: Periodiskajā tabulā norādītas uzskaitīto vielu molekulmasas (atommasas vienībās). Katras nosauktās vielas 1 molam ir šāda masa:

Tā kā 1. piemēra risinājumā norādītās masas uzrāda pareizās nosvērto molekulu relatīvās masas, katras uzskaitītās vielas norādītā masa satur vienādu molekulu skaitu. Tādējādi ir ērti izmantot lūgšanas jēdzienu. Nav pat jāzina, ar ko ir vienāda mola skaitliskā vērtība, lai gan mēs jau zinām, ka tā ir 6,022 · 10 23; šo daudzumu sauc par Avogadro skaitli un apzīmē ar simbolu N A. Pāreja no atsevišķām molekulām uz moliem nozīmē mērījumu skalas pieaugumu 6,022 × 10 23 reizes. Avogadro skaitlis ir arī reizinātājs atommasas vienību pārvēršanai gramos: 1 g = 6,022 · 10 23 amu. Ja ar molekulmasu saprotam vielas mola masu, tad tā jāmēra gramos uz molu; ja mēs tiešām domājam vienas molekulas masu, tad tā skaitliski sakrīt
ar vielas molekulmasu, bet izteikta atomu masas vienībās uz vienu molekulu. Abi molekulmasas izteikšanas veidi ir pareizi.

2. piemērs. Cik molu ir un cik molekulu satur 8 g gāzveida skābekļa O 2?

Risinājums: Mēs izrakstām no periodiskās tabulas skābekļa atoma (O) atommasu, kas ir 15,99 amu, noapaļo līdz 16. Tā kā mums ir skābekļa molekula, kas sastāv no diviem O atomiem, tās atommasa ir 16 × 2 = 32 a.u. Labi, tagad pārveidosim to molārā masā: 32 amu = 32 g / mol. Tas nozīmē, ka 1 mola (6,022 · 10 23 molekulas) O 2 masa ir 32 grami. Noslēgumā, izmantojot iepriekš minētās formulas, mēs atrodam vielas daudzumu (mol) un molekulu skaitu, kas atrodas 8 gramos O 2:

n = m / M = 8 g / 32 g / mol = 0,25 mol
N = N A × n = 6,022 10 23 × 0,25 = 1,505 10 23 molekulas

3. piemērs. 1 molekula Н 2 reaģē ar 1 molekulu Сl 2, kā rezultātā veidojas 2 gāzveida hlorūdeņraža HCl molekulas. Cik daudz hlora gāzes ir nepieciešams izmantot, lai pilnībā reaģētu ar 1 kilogramu (kg) ūdeņraža gāzes?

Risinājums: H 2 un Cl 2 molekulmasa ir attiecīgi 2,0160 un 70,906 g/mol. Tāpēc 1000 g H 2 satur

Pat nenoskaidrojot, cik molekulu ir vienā vielas molā, mēs varam būt pārliecināti, ka 496 moli Cl 2 satur tikpat daudz molekulu kā 496,0 moli jeb 1000 g H 2. Cik gramu Cl 2 ir 496 molos šīs vielas? Tā kā Cl 2 molekulmasa ir 70,906 g / mol, tad

4. piemērs. Cik daudz H 2 un Cl 2 molekulu ir iesaistītas 3. piemērā aprakstītajā reakcijā?

Risinājums: 496 moliem jebkuras vielas jāsatur 496 moli × 6,022 10 23 molekulas / mol, kas ir vienāds ar 2,99 · 10 26 molekulas.

Lai skaidri parādītu, cik liels ir Avogadro skaitlis, sniegsim šādu piemēru: 1 mols kokosriekstu, kuru katra diametrs ir 14 centimetri (cm), varētu aizpildīt tādu tilpumu, kādu aizņem mūsu planēta Zeme. Kurmju izmantošana ķīmiskajos aprēķinos ir aplūkota nākamajā nodaļā, taču ideja par to bija jāievieš jau šeit, jo mums ir jāzina, kā notiek pāreja no molekulārās skalas masas mērīšanai uz laboratorijas mērogu. .

Cerams, 5. nodarbība" Mols un molārā masa"Bija informatīvs un saprotams. Ja jums ir kādi jautājumi, rakstiet tos komentāros.

Ķīmijā netiek izmantotas molekulu absolūtās masas vērtības, bet tiek izmantota relatīvā molekulmasa. Tas parāda, cik reižu molekulas masa ir lielāka par 1/12 no oglekļa atoma masas. Šī vērtība ir apzīmēta ar M r.

Relatīvā molekulmasa ir vienāda ar to veidojošo atomu relatīvo atomu masu summu. Aprēķināsim ūdens relatīvo molekulmasu.

Jūs zināt, ka ūdens molekulā ir divi ūdeņraža atomi un viens skābekļa atoms. Tad tā relatīvā molekulmasa būs vienāda ar katra ķīmiskā elementa relatīvās atommasas produktu summu pēc tā atomu skaita ūdens molekulā:

Zinot gāzveida vielu relatīvās molekulmasas, var salīdzināt to blīvumus, t.i., aprēķināt vienas gāzes relatīvo blīvumu ar citu - D (A / B). Gāzes A relatīvais blīvums pret gāzi B ir vienāds ar to relatīvo molekulmasu attiecību:

Aprēķināsim oglekļa dioksīda relatīvo blīvumu ar ūdeņradi:

Tagad mēs aprēķinām oglekļa dioksīda relatīvo blīvumu ar ūdeņradi:

D (ogļu gads / ūdeņradis) = M r (ogļu gads): M r (ūdeņradis) = 44: 2 = 22.

Tādējādi oglekļa dioksīds ir 22 reizes smagāks par ūdeņradi.

Kā zināms, Avogadro likums attiecas tikai uz gāzveida vielām. Bet ķīmiķiem ir jābūt priekšstatam par molekulu skaitu un šķidro vai cieto vielu daļām. Tāpēc, lai salīdzinātu molekulu skaitu vielās, ķīmiķi ieviesa vērtību - molārā masa .

Tiek apzīmēta molārā masa M, tas ir skaitliski vienāds ar relatīvo molekulmasu.

Vielas masas attiecību pret tās molmasu sauc vielas daudzums .

Ir norādīts vielas daudzums n... Tas ir vielas daļas kvantitatīvs raksturlielums kopā ar masu un tilpumu. Vielas daudzumu mēra molos.

Vārds "mols" nāk no vārda "molekula". Molekulu skaits vienādos vielas daudzumos ir vienāds.

Eksperimentāli ir noskaidrots, ka 1 mols vielas satur daļiņas (piemēram, molekulas). Šo numuru sauc par Avogadro numuru. Un, ja pievienojat tam mērvienību - 1 / mol, tad tas būs fizikāls lielums - Avogadro konstante, ko apzīmē ar N A.

Molāro masu mēra g / mol. Molārās masas fiziskā nozīme ir tāda, ka šī masa ir 1 mols vielas.

Saskaņā ar Avogadro likumu 1 mols jebkuras gāzes aizņems tādu pašu tilpumu. Viena mola gāzes tilpumu sauc par molāro tilpumu un apzīmē ar V n.

Normālos apstākļos (kas ir 0 ° C un normāls spiediens ir 1 atm. Vai 760 mm Hg. Vai 101,3 kPa) molārais tilpums ir 22,4 l / mol.

Tad gāzes vielas daudzums pie n.u. var aprēķināt kā gāzes tilpuma attiecību pret molāro tilpumu.

1. PROBLĒMA... Kāds vielas daudzums atbilst 180 g ūdens?

2. MĒRĶIS. Aprēķināsim tilpumu standarta apstākļos, ko aizņems oglekļa dioksīds 6 mol daudzumā.

Bibliogrāfija

Uzdevumu un vingrinājumu krājums ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis u.c. "Ķīmija, 8. klase" / P.А. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. - M .: AST: Astrel, 2006. (29.-34. lpp.)
Ušakova O.V. Ķīmijas darba burtnīca: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi. "Ķīmija. 8. klase "/ О.V. Ušakova, P.I. Bespalovs, P.A. Oržekovskis; zem. ed. prof. P.A. Oržekovskis - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (27.-32. lpp.)
Ķīmija: 8. klase: mācību grāmata. par ģenerāli iestādes / P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontaks. M .: AST: Astrel, 2005. (12., 13. §)
Ķīmija: nonorg. ķīmija: mācību grāmata. par 8 cl. vispārējā iestāde / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - M .: Izglītība, AS "Maskavas mācību grāmatas", 2009. (§§ 10, 17)
Enciklopēdija bērniem. 17. sējums. Ķīmija / Nod. red., V.A. Volodins, vadīja. zinātnisks. ed. I. Lēnsone. - M .: Avanta +, 2003.

Vienota digitālo izglītības resursu kolekcija ().
Žurnāla "Ķīmija un dzīve" elektroniskā versija ().
Ķīmijas testi (tiešsaistē) ().

Mājasdarbs

1.69.lpp.3.nr.; 73.lpp.nr.1,2,4 no mācību grāmatas "Ķīmija: 8. klase" (PA Oržekovskis, LM Meshcheryakova, LS Pontak. M .: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 no Uzdevumu un vingrinājumu krājuma ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis u.c. "Ķīmija, 8. klase" / P.А. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. - M .: AST: Astrel, 2006.

Molekulmasa ir viens no mūsdienu ķīmijas pamatjēdzieniem. Tās ieviešana kļuva iespējama pēc zinātniska pamatojuma Avogadro apgalvojumam, ka daudzas vielas sastāv no sīkām daļiņām – molekulām, no kurām katra savukārt sastāv no atomiem. Zinātne par šo spriedumu lielā mērā ir parādā itāļu ķīmiķim Amadeo Avogadro, kurš zinātniski pamatoja vielu molekulāro struktūru un deva ķīmijai daudzus svarīgus jēdzienus un likumus.

Elementu masas vienības

Sākotnēji ūdeņraža atoms tika uzskatīts par atomu un molekulmasas bāzes vienību kā vieglāko elementu Visumā. Bet atomu masas lielākoties tika aprēķinātas, pamatojoties uz to skābekļa savienojumiem, tāpēc tika nolemts izvēlēties jaunu atomu masu noteikšanas standartu. Skābekļa atommasa tika pieņemta vienāda ar 15, Zemes vieglākās vielas ūdeņraža atommasa - 1. 1961. gadā skābekļa sistēma svara noteikšanai bija vispārpieņemta, taču radīja zināmas neērtības.

1961. gadā tika pieņemta jauna relatīvo atomu masu skala, kuras standarts bija oglekļa izotops 12 C. Atomu masas vienība (saīsināti amu) ir 1/12 no šī standarta masas. Pašlaik atomu masa ir atoma masa, kas jāizsaka amu.

Molekulas masa

Jebkuras vielas molekulas masa ir vienāda ar visu to atomu masu summu, kas veido doto molekulu. Vieglākā gāzes molekulmasa ir ūdeņradis, tās savienojums ir rakstīts kā H 2 un tā vērtība ir tuvu diviem. Ūdens molekula sastāv no skābekļa atoma un diviem ūdeņraža atomiem. Tas nozīmē, ka tā molekulmasa ir 15,994 + 2 * 1,0079 = 18,0152 amu. Sarežģītajiem organiskajiem savienojumiem – olbaltumvielām un aminoskābēm – ir vislielākā molekulmasa. Olbaltumvielu struktūrvienības molekulmasa svārstās no 600 līdz 10 6 un vairāk, atkarībā no peptīdu ķēžu skaita šajā makromolekulārajā struktūrā.

Moth

Kopā ar standarta masas un tilpuma vienībām ķīmijā tiek izmantota pilnīgi īpaša sistēmas vienība - mols.

Mols ir vielas daudzums, kas satur tik daudz struktūrvienību (jonu, atomu, molekulu, elektronu), cik ir 12 gramos 12 C izotopa.

Piemērojot vielas daudzuma mēru, jānorāda, kuras struktūrvienības ir domātas. Kā izriet no jēdziena "mols", katrā atsevišķā gadījumā ir precīzi jānorāda, par kādām struktūrvienībām ir runa - piemēram, H + jonu mols, H 2 molekulu mols utt.

Molārā un molekulmasa

Vielas daudzuma masu 1 molā mēra g / mol un sauc par molāro masu. Sakarību starp molekulāro un molāro masu var uzrakstīt kā vienādojumu

ν = k × m / M, kur k ir proporcionalitātes koeficients.

Ir viegli pateikt, ka jebkurām attiecībām proporcionalitātes koeficients būs vienāds ar vienu. Patiešām, oglekļa izotopa relatīvā molekulmasa ir 12 amu, un saskaņā ar definīciju šīs vielas molārā masa ir 12 g / mol. Molekulmasas attiecība pret molāru ir 1. Tādējādi varam secināt, ka molārajai un molekulmasai ir vienādas skaitliskās vērtības.

Gāzes apjomi

Kā zināms, visas mums apkārt esošās vielas var būt cietā, šķidrā vai gāzveida agregācijas stāvoklī. Cietām vielām visizplatītākais pamatmērs ir masa, cietām vielām un šķidrumiem – tilpums. Tas ir saistīts ar faktu, ka cietās vielas saglabā savu formu un ierobežotos izmērus, šķidrām un gāzveida vielām nav galīgu izmēru. Jebkuras gāzes īpatnība ir tāda, ka starp tās struktūrvienībām - molekulām, atomiem, joniem - attālums ir daudzkārt lielāks par tādu pašu attālumu šķidrumos vai cietās vielās. Piemēram, normālos apstākļos viens mols ūdens aizņem 18 ml tilpumu – aptuveni tikpat daudz ietilpst vienā ēdamkarotē. Viena mola smalki kristāliskā galda sāls tilpums ir 58,5 ml, un 1 mola cukura tilpums ir 20 reizes vairāk nekā mola ūdens. Vēl vairāk vietas ir nepieciešams gāzēm. Normālos apstākļos viens mols slāpekļa aizņem 1240 reizes lielāku tilpumu nekā viens mols ūdens.

Tādējādi gāzveida vielu tilpumi būtiski atšķiras no šķidruma un cietās vielas tilpumiem. Tas ir saistīts ar atšķirību attālumos starp vielu molekulām dažādos agregācijas stāvokļos.

Normāli apstākļi

Jebkuras gāzes stāvoklis ir ļoti atkarīgs no temperatūras un spiediena. Piemēram, slāpeklis 20 ° C temperatūrā aizņem 24 litrus, bet 100 ° C temperatūrā pie tāda paša spiediena - 30,6 litrus. Ķīmiķi ņēma vērā šo atkarību, tāpēc tika nolemts visas darbības un mērījumus ar gāzveida vielām samazināt līdz normāliem apstākļiem. Visā pasaulē normālo apstākļu parametri ir vienādi. Attiecībā uz gāzveida ķimikālijām tās ir:

Temperatūra 0°C.
Spiediens 101,3 kPa.

Normālajiem apstākļiem tiek pieņemts īpašs saīsinājums - n.o. Reizēm problēmās šis apzīmējums nav rakstīts, tad rūpīgi vēlreiz jāizlasa problēmas nosacījumi un dotos gāzes parametrus jānoved normālos apstākļos.

1 mola gāzes tilpuma aprēķins

Piemēram, ir viegli aprēķināt vienu molu jebkuras gāzes, piemēram, slāpekļa. Lai to izdarītu, vispirms ir jāatrod tā relatīvās molekulmasas vērtība:

M r (N 2) = 2 × 14 = 28.

Tā kā vielas relatīvā molekulmasa skaitliski ir vienāda ar molāro masu, tad M (N2) = 28 g/mol.

Eksperimentāli konstatēts, ka normālos apstākļos slāpekļa blīvums ir 1,25 g/l.

Aizstājiet šo vērtību standarta formulā, kas zināma no skolas fizikas kursa, kur:

V ir gāzes tilpums;
m ir gāzes masa;
ρ ir gāzes blīvums.

Mēs iegūstam, ka slāpekļa molārais tilpums normālos apstākļos

V (N 2) = 25 g / mol: 1,25 g / litrs = 22,4 L / mol.

Izrādās, ka viens mols slāpekļa aizņem 22,4 litrus.

Ja veicat šādu darbību ar visām esošajām gāzveida vielām, varat nonākt pie pārsteidzoša secinājuma: jebkuras gāzes tilpums normālos apstākļos ir 22,4 litri. Neatkarīgi no tā, par kādu gāzi mēs runājam, kāda ir tās struktūra un fizikāli ķīmiskās īpašības, viens mols šīs gāzes aizņems 22,4 litrus.

Gāzes molārais tilpums ir viena no svarīgākajām konstantēm ķīmijā. Šī konstante ļauj atrisināt daudzas ķīmiskas problēmas, kas saistītas ar gāzu īpašību mērīšanu normālos apstākļos.

Rezultāti

Gāzveida vielu molekulmasa ir svarīga vielas daudzuma noteikšanai. Un, ja pētnieks zina konkrētas gāzes vielas daudzumu, viņš var noteikt šādas gāzes masu vai tilpumu. Vienai un tai pašai gāzveida vielas daļai vienlaikus ir izpildīti šādi nosacījumi:

ν = m / M ν = V / V m.

Ja mēs noņemam konstanti ν, mēs varam izlīdzināt šīs divas izteiksmes:

Tātad jūs varat aprēķināt vienas vielas daļas masu un tilpumu, kā arī kļūst zināma pētāmās vielas molekulmasa. Izmantojot šo formulu, varat viegli aprēķināt tilpuma un masas attiecību. Kad šī formula tiek reducēta līdz formai M = m V m / V, kļūs zināma vēlamā savienojuma molārā masa. Lai aprēķinātu šo vērtību, pietiek zināt pētāmās gāzes masu un tilpumu.

Jāatceras, ka vielas reālās molekulmasas stingra atbilstība formulas noteiktajai molekulmasai nav iespējama. Jebkura gāze satur daudz piemaisījumu un piedevu, kas veic noteiktas izmaiņas tās struktūrā un ietekmē tās masas noteikšanu. Taču šīs svārstības rada izmaiņas trešajā vai ceturtajā zīmē aiz komata. Tāpēc attiecībā uz skolas problēmām un eksperimentiem atrastie rezultāti ir diezgan ticami.