Çdo substancë përbëhet nga grimca të një strukture të caktuar (molekula ose atome). Masa molare lidhje e thjeshtë llogaritur sipas sistemit periodik të elementeve D.I. Mendelejevi. Nëse është e nevojshme të zbuloni këtë parametër për një substancë komplekse, atëherë llogaritja rezulton të jetë e gjatë, dhe në këtë rast shifra shikohet në një libër referimi ose katalog kimik, në veçanti Sigma-Aldrich.
Koncepti i masës molare
Masa molare (M) - pesha e një moli të një lënde. Ky parametër për secilin atom mund të gjendet në sistemin periodik të elementeve, ai ndodhet pikërisht nën emrin. Gjatë llogaritjes së masës së përbërjeve, shifra zakonisht rrumbullakoset në tërësinë më të afërt ose të dhjetën. Për një kuptim përfundimtar se nga vjen vlerën e dhënë, është e nevojshme të kuptohet koncepti i "nishanit". Kjo është sasia e një substance që përmban numrin e grimcave të kësaj të fundit, e barabartë me 12 g të një izotopi të qëndrueshëm karboni (12 C). Atomet dhe molekulat e substancave ndryshojnë në madhësi sipas gamë të gjerë, ndërsa numri i tyre në nishan është konstant, por masa rritet dhe, në përputhje me rrethanat, vëllimi.
Koncepti i " masë molare" është e lidhur ngushtë me numrin Avogadro (6.02 x 10 23 mol -1). Ky numër qëndron për sasi konstante njësi (atome, molekula) të një lënde në 1 mol.
Vlera e masës molare për kiminë
Hyjnë kimikatet reagime të ndryshme mes tyre. Zakonisht, ekuacioni i çdo ndërveprimi kimik tregon se sa molekula ose atome përdoren. Emërtime të tilla quhen koeficientë stekiometrikë. Zakonisht ato përcaktohen para formulës. Prandaj, karakteristika sasiore e reaksioneve bazohet në sasinë e substancës dhe masës molare. Ato pasqyrojnë qartë ndërveprimin e atomeve dhe molekulave me njëra-tjetrën.
Llogaritja e masës molare
Përbërja atomike e çdo substance ose përzierje përbërësish të një strukture të njohur mund të shihet nga Tabela Periodike e Elementeve. Përbërjet inorganike, si rregull, shkruhen me formulën molekulare, domethënë pa përcaktuar strukturën, por vetëm numrin e atomeve në molekulë. Substancat organike për llogaritjen e masës molare përcaktohen në të njëjtën mënyrë. Për shembull, benzeni (C 6 H 6).
Si llogaritet masa molare? Formula përfshin llojin dhe numrin e atomeve në molekulë. Sipas tabelës D.I. Mendeleev, masat molare të elementeve kontrollohen dhe secila shifër shumëzohet me numrin e atomeve në formulë.
Bazuar në peshën molekulare dhe llojin e atomeve, mund të llogarisni numrin e tyre në një molekulë dhe të hartoni një formulë për përbërjen.
Masa molare e elementeve
Shpesh për kryerjen e reaksioneve, llogaritjeve në kimi analitike, renditja e koeficientëve në ekuacione kërkon njohuri për peshën molekulare të elementeve. Nëse molekula përmban një atom, atëherë kjo vlerë do të jetë e barabartë me atë të substancës. Nëse ka dy ose më shumë elementë, masa molare shumëzohet me numrin e tyre.
Vlera e masës molare gjatë llogaritjes së përqendrimeve
Ky parametër përdoret për të kthyer pothuajse të gjitha mënyrat e shprehjes së përqendrimeve të substancave. Për shembull, shpesh lindin situata për të përcaktuar fraksionin masiv bazuar në sasinë e një substance në një tretësirë. Parametri i fundit shprehet në njësi mol/litër. Për të përcaktuar peshën e dëshiruar, sasia e një lënde shumëzohet me masën molare. Vlera e marrë zvogëlohet me 10 herë.
Masa molare përdoret për të llogaritur normalitetin e një substance. Ky parametër përdoret në kiminë analitike për kryerjen e metodave të analizës titri- dhe gravimetrike, nëse është e nevojshme të kryhet me saktësi reaksioni.
Matja e masës molare
Përvoja e parë historike ishte matja e densitetit të gazrave në raport me hidrogjenin. U kryen studime të mëtejshme të vetive koligative. Këto përfshijnë, për shembull, presionin osmotik, përcaktimin e ndryshimit në zierje ose ngrirje midis një solucioni dhe një tretësi të pastër. Këto parametra lidhen drejtpërdrejt me numrin e grimcave të substancës në sistem.
Ndonjëherë matja e masës molare kryhet në një substancë me përbërje të panjohur. Më parë përdorej një metodë si distilimi izotermik. Thelbi i tij qëndron në vendosjen e një solucioni të një lënde në një dhomë të ngopur me avuj tretës. Në këto kushte, ndodh kondensimi i avullit dhe temperatura e përzierjes rritet, arrin ekuilibrin dhe fillon të ulet. Nxehtësia e lëshuar e avullimit llogaritet nga ndryshimi në indeksin e ngrohjes dhe ftohjes së tretësirës.
Metoda kryesore moderne për matjen e masës molare është spektrometria e masës. Kjo është mënyra kryesore për të identifikuar përzierjet e substancave. Nëpërmjet aparate moderne ky proces ndodh automatikisht, vetëm fillimisht është e nevojshme të zgjidhen kushtet për ndarjen e përbërjeve në mostër. Metoda e spektrometrisë së masës bazohet në jonizimin e një substance. Si rezultat, formohen fragmente të ndryshme të ngarkuara të përbërjes. Spektri i masës tregon raportin e masës ndaj ngarkesës së joneve.
Përcaktimi i masës molare për gazet
Masa molare e çdo gazi ose avulli matet thjesht. Mjafton të përdorni kontrollin. I njëjti vëllim i një lënde të gaztë është i barabartë në sasi me një tjetër në të njëjtën temperaturë. Një mënyrë e njohur për të matur vëllimin e avullit është përcaktimi i sasisë së ajrit të zhvendosur. Ky proces kryhet duke përdorur një prizë anësore që çon në pajisjen matëse.
Përdorimi praktik i masës molare
Kështu, koncepti i masës molare në kimi përdoret kudo. Për të përshkruar procesin, krijimin e komplekseve polimer dhe reaksioneve të tjera, është e nevojshme të llogaritet ky parametër. Një pikë e rëndësishmeështë përcaktimi i përqendrimit të substancës aktive në substancën farmaceutike. Për shembull, duke përdorur një kulturë qelizore, hetohen vetitë fiziologjike të një përbërjeje të re. Përveç kësaj, masa molare është e rëndësishme në kërkimin biokimik. Për shembull, kur studioni pjesëmarrjen në proceset metabolike të elementit. Tani struktura e shumë enzimave është e njohur, kështu që është e mundur të llogaritet pesha e tyre molekulare, e cila matet kryesisht në kilodalton (kDa). Sot dihen peshat molekulare të pothuajse të gjithë përbërësve të gjakut të njeriut, në veçanti të hemoglobinës. Masa molekulare dhe molare e një lënde në raste të caktuara janë sinonime. Dallimet e tyre qëndrojnë në faktin se parametri i fundit është mesatarja për të gjithë izotopet e atomit.
Çdo eksperiment mikrobiologjik përcaktim i saktë ndikimi i një lënde në sistemin enzimë kryhet duke përdorur përqendrime molare. Për shembull, në biokatalizën dhe zona të tjera ku është e nevojshme të studiohet aktiviteti enzimatik, përdoren koncepte të tilla si induktorët dhe frenuesit. Për të rregulluar aktivitetin e enzimës në nivel biokimik, është e nevojshme të studiohet duke përdorur saktësisht masa molare. Ky parametër ka hyrë fort në fushën e shkencave të tilla natyrore dhe inxhinierike si fizika, kimia, biokimia, bioteknologjia. Proceset e karakterizuara në këtë mënyrë bëhen më të kuptueshme nga pikëpamja e mekanizmave, përcaktimit të parametrave të tyre. Transferimi nga shkenca themelore tek ai i aplikuar nuk është i plotë pa një tregues të masës molare, duke filluar nga solucionet fiziologjike, sistemet buferike dhe duke përfunduar me përcaktimin e dozave të substancave farmaceutike për trupin.
Teksti i veprës vendoset pa imazhe dhe formula.
Versioni i plotë puna është e disponueshme në skedën "Skedarët e punës" në formatin PDF
Prezantimi
Në studimin e kimisë dhe fizikës, koncepte të tilla si "atom", "masa relative atomike dhe molare" luajnë një rol të rëndësishëm. element kimik". Duket se asgjë e re nuk është zbuluar në këtë zonë për një kohë të gjatë. Sidoqoftë, Unioni Ndërkombëtar i Kimisë së Pastër dhe të Aplikuar (IUPAC) përpunon çdo vit vlerat e masave atomike të elementeve kimike. Gjatë 20 viteve të fundit, masat atomike të 36 elementeve janë korrigjuar, 18 prej të cilëve nuk kanë izotope.
Duke marrë pjesë në raundin gjithë-rus me kohë të plotë të Olimpiadës në Shkenca Natyrore, na u ofrua detyra e mëposhtme: "Sugjeroni një metodë për përcaktimin e masës molare të një substance në një laborator shkollor".
Kjo detyrë ishte thjesht teorike dhe unë e përballova me sukses. Kështu vendosa në mënyrë eksperimentale, në kushtet e një laboratori shkolle, të llogaris masën molare të një lënde.
Synimi:
Përcaktoni në mënyrë eksperimentale masën molare të një lënde në një laborator shkollor.
Detyrat:
Studioni literaturën shkencore, e cila përshkruan mënyrën e llogaritjes së masës relative atomike dhe molare.
Përcaktoni në mënyrë eksperimentale masën molare të një lënde në gjendje të gaztë dhe të ngurtë duke përdorur metoda fizike.
Nxirrni përfundime.
II. Pjesa kryesore
Konceptet bazë:
Masa atomike relativeështë masa e një elementi kimik të shprehur në njësi të masës atomike (a.m.u.). Për 1 amu Përvetësohet 1/12 e masës së një izotopi karboni me peshë atomike 12. 1 amu = 1,6605655 10 -27 kg.
Masa atomike relative - tregon sa herë masa e një atomi të caktuar të një elementi kimik është më e madhe se 1/12 e masës së izotopit 12 C.
izotopet- atomet e një elementi kimik që ka sasi të ndryshme neutronet dhe të njëjtin numër protonet në bërthamë, pra kanë masa të ndryshme atomike relative.
Masa molare e një lënde është kjo masë e një lënde të marrë në një sasi prej 1 mol.
1 mol - Kjo është sasia e një lënde që përmban të njëjtin numër atomesh (molekulash) sa ka në 12 g karbon.
Kapaciteti specifik termik i një lënde- Kjo sasi fizike, i cili tregon se sa nxehtësi duhet t'i jepet një lënde me masë 1 kg për të ndryshuar temperaturën e saj me 1 0 C.
Kapaciteti i nxehtësisë -është prodhimi i kapacitetit termik specifik të një lënde dhe masës së saj.
Historia e përcaktimit të masave atomike të elementeve kimike:
Pasi analizova burime të ndryshme të literaturës mbi historinë e përcaktimit të masave atomike relative të elementeve të ndryshëm kimikë, vendosa të përmbledh të dhënat në një tabelë, e cila është mjaft e përshtatshme, sepse. në burime të ndryshme të literaturës, informacioni jepet në mënyrë të paqartë:
|
Emri i plotë i shkencëtarit, viti |
Kontribut në studimin dhe përcaktimin e masave atomike relative |
shënim |
|
John Dalton |
Është e qartë se është e pamundur të peshohen drejtpërdrejt atomet. Dalton foli vetëm për "raportin e peshave të grimcave më të vogla të trupave të gaztë dhe trupave të tjerë", domethënë për masat e tyre relative. Si njësi të masës, Daltoni mori masën e atomit të hidrogjenit dhe për të gjetur masat e atomeve të tjera, ai përdori përbërjet në përqindje të përbërjeve të ndryshme të hidrogjenit me elementë të tjerë të gjetur nga studiues të ndryshëm. Dalton përpiloi tabelën e parë në botë të masave atomike relative të elementeve të caktuara. |
|
|
William Prout |
Ai sugjeroi që nga elementi më i lehtë - hidrogjeni, të gjithë elementët e tjerë mund të lindin nga kondensimi. Në këtë rast, masat atomike të të gjithë elementëve duhet të jenë një shumëfish i masës së atomit të hidrogjenit. Për një njësi të masës atomike, ai propozoi të zgjidhej hidrogjeni. |
Vetëm në tjetrën me kalimin e viteve, rezultoi se hipoteza e Prout vërtet u konfirmua las: të gjithë elementët u formuan vërtet gjatë shpërthimit supernova nga bërthamat e atomeve të hidrogjenit - protonet, si dhe neutronet. |
|
1819 Dulong P.I., A.T. Petit: |
Rregulli i përgjithshëm: produkt i masës atomike dhe kapacitetit të nxehtësisë- vlera është konstante. Rregulli përdoret ende sot për të përcaktuar masën atomike relative të substancave të caktuara |
Berzelius, në bazë të rregullit, korrigjoi disa masa atomike të metaleve |
|
Stas, Richards |
Përsosja e masës atomike relative të disa elementeve. |
|
|
S. Cannizzaro |
Përcaktimi i masës atomike relative të elementeve të caktuara duke përcaktuar masat e njohura molekulare relative të përbërjeve të paqëndrueshme të elementeve |
|
|
Stas, Belgjikë |
Ai propozoi ndryshimin e njësisë së masës atomike dhe zgjedhjen e atomit të oksigjenit si standard të ri. Masa e një atomi oksigjeni u mor e barabartë me 16,000 njësi matëse dhe u bë 1/16 e kësaj mase oksigjeni. |
|
|
Përgënjeshtrim i plotë i hipotezës së Prout bazuar në përcaktimin e raportit të masave të elementeve kimike në disa komponime |
||
|
D.I. Mendeleev |
Identifikuar dhe korrigjuar në bazë të tabelë periodike masa atomike relative të disa elementeve kimike të njohura dhe ende të pazbuluara. |
|
|
U miratua e ashtuquajtura peshore e oksigjenit, ku masa e një atomi oksigjeni u mor si standard. |
||
|
Theodore William Richards |
Në fillim të shekullit të 20-të përcaktoi me shumë saktësi masat atomike të 25 elementeve kimike dhe korrigjoi gabimet e bëra më parë nga kimistët e tjerë. |
|
|
Krijoi një spektrograf masiv për të përcaktuar masat relative atomike |
||
|
Njësia e masës atomike (a.m.u.) u mor si 1/12 e masës së izotopit të karbonit 12C (njësia e karbonit). (1 amu, ose 1D (dalton), në njësitë e masës SI është 1,6605710-27 kg.) |
Duke ditur masën atomike relative të një atomi, mund të përcaktoni masën molare të një substance: M \u003d Ar 10̄ ³ kg / mol
Metodat për përcaktimin e peshave molekulare të elementeve:
Pesha atomike dhe molekulare mund të përcaktohet ose me metoda fizike ose kimike. Metodat Kimike ndryshojnë në atë që në një nga fazat ato përfshijnë jo vetë atomet, por kombinimet e tyre.
Metodat fizike:
1 mënyrë. Ligji Dulog dhe Petit
Në 1819, Dulong, së bashku me A.T. Petit, vendosi ligjin e kapacitetit të nxehtësisë së trupave të ngurtë, sipas të cilit produkti i kapaciteteve specifike të nxehtësisë së trupave të thjeshtë dhe i masës atomike relative të elementeve përbërës është një vlerë afërsisht konstante (në njësitë moderne të matjes e barabartë me përafërsisht Cv Ar = 25.12 J/(g.K)); tani ky raport quhet ligji Dulong-Petit. Ligji i kapacitetit specifik të nxehtësisë, mjaft kohe e gjate mbeti pa u vënë re nga bashkëkohësit, më vonë shërbeu si bazë për metodën e vlerësimit të përafërt të masave atomike të elementeve të rënda. Nga ligji i Dulong dhe Petit rezulton se duke pjestuar 25.12 me kapacitetin termik specifik të një substance të thjeshtë, e cila përcaktohet lehtësisht eksperimentalisht, mund të gjendet vlera e përafërt e masës atomike relative të një elementi të caktuar. Dhe duke ditur masën atomike relative të elementit, mund të përcaktoni masën molare të substancës.
M \u003d Mr 10̵ ³ kg / mol
Në fazën fillestare të zhvillimit të fizikës dhe kimisë, kapaciteti specifik i nxehtësisë i një elementi ishte më i lehtë për t'u përcaktuar se shumë parametra të tjerë, prandaj, duke përdorur këtë ligj, u përcaktuan vlerat e përafërta të MASËS SË ATOMIKE RELATIVE.
Do të thotë, Ar=25.12/s
c është kapaciteti specifik i nxehtësisë i substancës
Për të përcaktuar kapacitetin specifik të nxehtësisë së një trupi të ngurtë, ne do të kryejmë eksperimentin e mëposhtëm:
Hidheni në kalorimetër ujë i nxehtë dhe përcaktoni masën dhe temperaturën fillestare të tij.
Le të përcaktojmë masën e një trupi të ngurtë të përbërë nga një substancë e panjohur, masën atomike relative të së cilës duhet ta përcaktojmë. Ne gjithashtu përcaktojmë temperaturën e tij fillestare (temperatura e tij fillestare është e barabartë me temperatura e dhomës ajrit, sepse trupi ka qenë në këtë dhomë për një kohë të gjatë).
Vendosim në kalorimetër me ujë i nxehtë trupi i fortë dhe të përcaktojë temperaturën e vendosur në kalorimetër.
Pasi kemi bërë llogaritjen e nevojshme, ne përcaktojmë kapacitetin specifik të nxehtësisë së lëndës së ngurtë.
Q1=c1m1(t-t1), ku Q1 është sasia e nxehtësisë që lëshohet nga uji si rezultat i transferimit të nxehtësisë, c1 është kapaciteti specifik i nxehtësisë së ujit (vlera e tabelës), m1 është masa e ujit, t është temperatura përfundimtare, t 1 është temperatura fillestare e ujit, Q2=c2m2(t-t2), ku Q2 është sasia e nxehtësisë së marrë nga trupi i ngurtë si rezultat i transferimit të nxehtësisë, c2 është nxehtësia specifike e substancës (që do të përcaktohet), m2 është masa e substancës, t 2 është temperatura fillestare e trupi në studim, sepse ekuacioni i bilancit të nxehtësisë ka formën: Q1 + Q2 = 0 ,
pastaj c2 = c1m1(t-t1) /(- m2(t-t2))
|
s, J/ (kg 0 K) |
|||||||
Mesatarja masë atomike relative dolën substanca
Ar = 26.5 paradite.
Prandaj, masë molare a është e barabartë me M \u003d 0,0265 kg / mol.
Trupi i fortë - shufër alumini
2 mënyra. Llogaritni masën molare të ajrit.
Duke përdorur gjendjen e ekuilibrit të sistemit, ju gjithashtu mund të llogarisni masën molare të një lënde, siç është një gaz, siç është ajri.
Fa = Fstrand(Forca e Arkimedit që vepron tullumbace balancohet nga forca totale e gravitetit që vepron në guaskën e topit, gazi në top dhe ngarkesa e pezulluar nga topi.). Natyrisht, duke pasur parasysh se topi është pezull në ajër (nuk ngrihet ose bie).
Fa- forca e Arkimedit që vepron mbi topin në ajër
Fa \u003d ρvg Vsh
ρv - dendësia e ajrit
F1- graviteti që vepron në guaskën e topit dhe gazi (heliumi) brenda topit
F1=mob g + mgel g
F2është forca e gravitetit që vepron në ngarkesë
F2=mg g
Ne marrim formulën: ring Vsh= turmë g + mgel g + mg g (1)
Le të përdorim formulën Mendeleev-Clapeyron për të llogaritur masën molare të ajrit:
Shprehni masën molare të ajrit:
Në ekuacionin (3), ne zëvendësojmë ekuacionin (2) në vend të densitetit të ajrit. Pra, morëm formulën për llogaritjen e masës molare të ajrit:
Prandaj, për të gjetur masën molare të ajrit, duhet të matni:
1) masa e ngarkesave
2) masa e heliumit
3) masë e guaskës
4) temperatura e ajrit
5) presioni i ajrit (presioni atmosferik)
6) vëllimi i topit
Rështë konstanta universale e gazit, R=8,31 J/(mol K)
Barometri tregoi presionin atmosferik
të barabartë pa = 96000Pa
Temperatura e ajrit në dhomë:
T=23 +273=297K
Ne përcaktuam masën e ngarkesës dhe masën e guaskës së topit duke përdorur peshore elektronike:
mg = 8,02 g
Masa e guaskës së topit:
mo = 3,15 g
Ne përcaktuam vëllimin e sferës në dy mënyra:
a) topi ynë doli të ishte i rrumbullakët. Duke matur perimetrin e topit në disa vende, përcaktuam rrezen e topit. Dhe pastaj vëllimi i tij: V=4/3 πR³
L=2πR, Lav= 85,8cm= 0,858m, pra R=0,137m
Vsh= 0,0107m³
b) derdhni ujë në kovë deri në skaj, pasi e vendosni me një banjë për të kulluar ujin. Ne e ulëm topin plotësisht në ujë, një pjesë e ujit u derdh në banjë nën kovë, duke matur vëllimin e ujit të derdhur nga kova, ne përcaktuam vëllimin tullumbace: Vujë \u003d Vsh \u003d 0,011 m³
(Topi në foto ishte më afër kamerës, kështu që duket më i madh)
Pra, për llogaritjen, morëm vlerën mesatare të vëllimit të topit:
Vsh = 0,0109m³
Ne përcaktojmë masën e heliumit duke përdorur ekuacionin Mendeleev-Clapeyron, duke pasur parasysh se temperatura e heliumit është e barabartë me temperaturën e ajrit dhe presioni i heliumit brenda topit është i barabartë me atë atmosferik.
Masa molare e heliumit 0,004 kg/mol:
mgel = 0,00169 kg
Duke zëvendësuar të gjitha rezultatet e matjes në formulën (4), marrim vlerën e masës molare të ajrit:
M= 0,030 kg/mol
(vlera e tabelës së masës molare
ajër 0,029 kg/mol)
konkluzioni: në një laborator shkollor, është e mundur të përcaktohet me metoda fizike masa atomike relative të një elementi kimik dhe masa molare e një lënde. Duke bërë këtë punë, mësova shumë për mënyrën e përcaktimit të masës atomike relative. Sigurisht, shumë metoda nuk janë të disponueshme për laboratorin e shkollës, por, megjithatë, edhe duke përdorur pajisje elementare, unë munda të bëja eksperimentalisht me mjete fizike të përcaktojë masën atomike relative të një elementi kimik dhe masën molare të një lënde. Prandaj, qëllimin dhe detyrat e vendosura në këtë vepër e përmbusha.
Lista e literaturës së përdorur
alchemik.ru
alhimikov.net
https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass
G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2 Nishani, masa molare. Kimia Organike: Një libër mësimor në internet.
http://kf.info.urfu.ru/glavnaja/
https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass h
Mësimi 5 " Nishani dhe masa molare"nga kursi" Kimi për dummies» Konsideroni një nishan si njësi matëse të sasisë së një lënde; ne do të japim një përkufizim të numrit të Avogadro, dhe gjithashtu do të mësojmë se si të përcaktojmë masën molare dhe të zgjidhim problemet për sasinë e substancës. Baza për këtë mësim do të jenë bazat e kimisë të përshkruara në mësimet e mëparshme, kështu që nëse po studioni kiminë nga e para, ju rekomandoj që t'i shikoni ato të paktën kalimthi.
Deri në këtë mësim, ne kemi diskutuar vetëm për molekulat dhe atomet individuale, dhe i kemi shprehur masat e tyre në njësi të masës atomike. AT jeta realeështë e pamundur të punohet me molekula individuale, sepse ato janë të papërfillshme. Për ta bërë këtë, kimistët peshojnë substancat jo në amu, por në gram.
Për të ndryshuar nga shkalla e masës molekulare në shkallën laboratorike, përdorni njësi matëse për sasinë e një lënde i quajtur nishan. 1 mol përmban 6.022·10 23 grimca (atome ose molekula) dhe është një sasi pa dimension. Numri 6.022 10 23 quhet , i cili përkufizohet si numri i grimcave që përmbahen në 12 g atome karboni 12 C. Është e rëndësishme të kuptohet se 1 mol i çdo substance përmban gjithmonë të njëjtin numër grimcash (6.022 10 23).
Siç u përmend tashmë, termi "nishan" vlen jo vetëm për molekulat, por edhe për atomet. Për shembull, nëse po flisni për një mol helium (Ai), atëherë kjo do të thotë që keni një sasi të barabartë me 6.022 10 23 atome. Në mënyrë të ngjashme, 1 mol ujë (H 2 O) do të thotë 6.022 x 10 23 molekula. Sidoqoftë, më shpesh nishani aplikohet tek molekulat.
Masa molareështë masa e 1 mol të një lënde, e shprehur në gram. Masa molare e një moli të çdo elementi kimik gjendet lehtësisht nga sistemi periodik, pasi masa molare është numerikisht e barabartë me masën atomike, por ato kanë dimensione të ndryshme (masa molare ka dimensionin g/mol). Shkruani dhe mbani mend formulat për llogaritjen e masës molare, sasinë e substancës dhe numrin e molekulave:
- Formula e masës molare M=m/n
- Formula e sasisë së substancës n=m/M
- Formula e numrit të molekulave N \u003d N A n
ku m- masa e substancës, n- sasia e substancës (numri i nishaneve), M- masa molare, Nështë numri i molekulave, N Aështë numri i Avogadros. Falë masës molare të një lënde, kimistët mund të numërojnë atomet dhe molekulat në laborator thjesht duke i peshuar ato. Kjo e bën të përshtatshëm përdorimin e konceptit nishani.
Figura tregon katër balona me substanca të ndryshme, por secila prej tyre përmban vetëm 1 mol të substancës. Ju mund të kontrolloni dy herë duke përdorur formulat e mësipërme.
Detyrat për sasinë e substancës
Shembulli 1 Sa gram H 2 , H 2 O, CH 3 OH, oktan (C 8 H 18) dhe gaz neoni (Ne) përmbahen në 1 mol?
Vendimi: Masat molekulare (në njësi të masës atomike) të substancave të listuara janë dhënë në tabelën periodike. 1 mol e secilës prej këtyre substancave ka masën e mëposhtme:
Meqenëse masat e dhëna në tretësirën e shembullit 1 japin masat e sakta relative të molekulave që peshohen, masa e treguar e secilës prej substancave të listuara përmban të njëjtin numër molekulash. Kjo e bën të përshtatshëm përdorimin e konceptit të një nishani. Nuk është as e nevojshme të dihet se cila është vlera numerike e nishanit, megjithëse tashmë e dimë se është 6,022·10 23 ; kjo vlerë quhet numri Avogadro dhe shënohet me simbolin N A. Kalimi nga molekula individuale në mole nënkupton një rritje në shkallën e matjes me një faktor prej 6,022·10 23. Numri i Avogadros është gjithashtu një shumëzues për shndërrimin e njësive të masës atomike në gram: 1 g = 6.022 10 23 a.m.u. Nëse me peshë molekulare nënkuptojmë masën e një moli të një lënde, atëherë ajo duhet të matet me gram për mol; nëse vërtet nënkuptojmë masën e një molekule, atëherë ajo përkon numerikisht
me peshën molekulare të substancës, por shprehet në njësi të masës atomike për molekulë. Të dyja mënyrat e shprehjes së peshës molekulare janë të sakta.
Shembulli 2 Sa mole janë dhe sa molekula përmbajnë 8 g oksigjen të gaztë O 2 ?
Vendimi: Ne shkruajmë nga tabela periodike masën atomike të atomit të oksigjenit (O), e cila është 15,99 amu, e rrumbullakosur deri në 16. Meqenëse kemi një molekulë oksigjeni të përbërë nga dy atome O, masa e saj atomike është 16 × 2 = 32 a.u.m. Në rregull, dhe tani e përkthejmë në një masë molare: 32 amu \u003d 32 g / mol. Kjo do të thotë se 1 mol (6.022 10 23 molekula) O 2 ka një masë prej 32 gram. Epo, si përfundim, duke përdorur formulat e mësipërme, gjejmë sasinë e substancës (mol) dhe numrin e molekulave që përmbahen në 8 gram 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 molekula
Shembulli 3 1 molekulë H 2 reagon me 1 molekulë Cl 2, duke rezultuar në formimin e 2 molekulave të klorurit të gaztë të hidrogjenit HCl. Çfarë mase gazi klori duhet përdorur për të reaguar plotësisht me 1 kilogram (kg) gaz hidrogjen?
Vendimi: Peshat molekulare të H2 dhe Cl 2 janë përkatësisht 2,0160 dhe 70,906 g/mol. Prandaj, 1000 g H 2 përmban
Edhe pa gjetur se sa molekula përmbahen në një mol të një lënde, mund të jemi të sigurt se 496 mole Cl 2 përmbajnë të njëjtin numër molekulash si 496.0 mole ose 1000 g H 2. Sa gram Cl 2 përmbahen në 496 mole të kësaj lënde? Meqenëse pesha molekulare e Cl 2 është 70.906 g / mol, atëherë
Shembulli 4 Sa molekula H 2 dhe Cl 2 përfshihen në reaksionin e përshkruar në shembullin 3?
Vendimi: 496 mole të çdo substance duhet të përmbajnë 496 mole × 6,022 10 23 molekula/mol, që është e barabartë me 2.99 · 10 26 molekula.
Për të ilustruar se sa i madh është numri i Avogadro-s, le të marrim këtë shembull: 1 mol arrë kokosi secila me një diametër prej 14 centimetra (cm) mund të mbushë vëllimin që zë planeti ynë Tokë. Përdorimi i nishaneve në llogaritjet kimike diskutohet në kapitullin tjetër, por ideja për këtë duhej të prezantohej tashmë këtu, pasi duhet të dimë se si kryhet kalimi nga shkalla molekulare e matjes së masës në shkallën laboratorike. .
Shpresoj se mësimi 5 " Nishani dhe masa molare” ishte informuese dhe e kuptueshme. Nëse keni ndonjë pyetje, shkruani ato në komente.
Në kimi, vlerat e masave absolute të molekulave nuk përdoren, por përdoret vlera e masës molekulare relative. Tregon sa herë masa e një molekule është më e madhe se 1/12 e masës së një atomi karboni. Kjo vlerë shënohet me Mr.
Pesha molekulare relative është e barabartë me shumën e masave atomike relative të atomeve të saj përbërëse. Llogaritni peshën molekulare relative të ujit.
Ju e dini se një molekulë uji përmban dy atome hidrogjeni dhe një atom oksigjen. Atëherë masa e tij molekulare relative do të jetë e barabartë me shumën e produkteve të masës atomike relative të secilit element kimik dhe numrin e atomeve të tij në një molekulë uji:
Duke ditur peshat relative molekulare të substancave të gazta, mund të krahasoni densitetin e tyre, d.m.th., të llogarisni dendësinë relative të një gazi nga një tjetër - D (A / B). Dendësia relative e gazit A për gazin B është e barabartë me raportin e masave të tyre molekulare relative:
Llogaritni dendësinë relative të dioksidit të karbonit për hidrogjenin:
Tani ne llogarisim densitetin relativ të dioksidit të karbonit për hidrogjenin:
D(co.g./hidrogjen.) = M r (bashkë. g.) : M r (hidrogjen.) = 44:2 = 22.
Kështu, dioksid karboni 22 herë më i rëndë se hidrogjeni.
Siç e dini, ligji i Avogadro vlen vetëm për substancat e gazta. Por kimistët duhet të kenë një ide për numrin e molekulave dhe në pjesë të lëngjeve ose të ngurta. Prandaj, për të krahasuar numrin e molekulave në substanca, kimistët prezantuan vlerën - masë molare .
Masa molare shënohet M, numerikisht është e barabartë me peshën molekulare relative.
Raporti i masës së një lënde me masën e saj molare quhet sasia e materies .
Sasia e një lënde shënohet n. Kjo është një karakteristikë sasiore e një pjese të një lënde, së bashku me masën dhe vëllimin. Sasia e një lënde matet në mol.
Fjala "nishan" vjen nga fjala "molekulë". Numri i molekulave në sasi të barabarta të një substance është i njëjtë.
Është vërtetuar eksperimentalisht se 1 mol i një substance përmban grimca (për shembull, molekula). Ky numër quhet numri i Avogadros. Dhe nëse i shtoni asaj një njësi matëse - 1 / mol, atëherë do të jetë një sasi fizike - konstanta Avogadro, e cila shënohet N A.
Masa molare matet në g/mol. Kuptimi fizik i masës molare është se kjo masë është 1 mol i një substance.
Sipas ligjit të Avogadro, 1 mol i çdo gazi do të zërë të njëjtin vëllim. Vëllimi i një mol gazi quhet vëllim molar dhe shënohet me V n.
Në kushte normale(dhe kjo është 0 ° C dhe presioni normal - 1 atm. Ose 760 mm Hg ose 101.3 kPa) vëllimi molar është 22.4 l / mol.
Pastaj sasia e lëndës së gazit në n.o. mund të llogaritet si raport i vëllimit të gazit me vëllimin molar.
DETYRA 1. Çfarë sasie lënde i korrespondon 180 g ujë?
DETYRA 2. Le të llogarisim vëllimin në n.o., i cili do të zëhet nga dioksidi i karbonit në masën 6 mol.
Bibliografi
- Përmbledhja e detyrave dhe ushtrimeve në kimi: klasa e 8-të: tek teksti shkollor nga P.A. Orzhekovsky dhe të tjerët "Kimi, klasa 8" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegeli. - M.: AST: Astrel, 2006. (f. 29-34)
- Ushakova O.V. Fletore pune në kimi: klasa e 8-të: tek teksti shkollor nga P.A. Orzhekovsky dhe të tjerë.“Kimia. Klasa 8” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; nën. ed. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (f. 27-32)
- Kimia: Klasa e 8-të: Teksti mësimor. për gjeneralin institucionet / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
- Kimia: inorg. kimia: tekst shkollor. për 8 qeliza. institucioni i përgjithshëm / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Arsimi, SHA "Librat shkollorë të Moskës", 2009. (§§ 10, 17)
- Enciklopedi për fëmijë. Vëllimi 17. Kimia / Kapitulli. redaktuar nga V.A. Volodin, drejtues. shkencore ed. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.
- Një koleksion i vetëm i burimeve arsimore dixhitale ().
- Versioni elektronik i revistës "Kimi dhe Jeta" ().
- Testet e kimisë (online) ().
Detyre shtepie
1.f.69 nr.3; f.73 Nr. 1, 2, 4 nga libri shkollor "Kimi: klasa e 8-të" (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005).
2. №№ 65, 66, 71, 72 nga Përmbledhja e detyrave dhe ushtrimeve në kimi: klasa e 8-të: tek teksti mësimor i P.A. Orzhekovsky dhe të tjerët "Kimi, klasa 8" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegeli. - M.: AST: Astrel, 2006.
Pesha molekulare është një nga konceptet bazë në kiminë moderne. Hyrja e tij u bë e mundur pas justifikimi shkencor Deklaratat e Avogadro se shumë substanca përbëhen nga grimcat më të vogla - molekula, secila prej të cilave, nga ana tjetër, përbëhet nga atome. Shkenca ia detyron shumë këtë gjykim kimisti italian Amadeo Avogadro, i cili vërtetoi shkencërisht strukturën molekulare të substancave dhe i dha kimisë shumë konceptet më të rëndësishme dhe ligjet.
Njësi masive të elementeve
Fillimisht, atomi i hidrogjenit u mor si njësia bazë e masës atomike dhe molekulare si elementi më i lehtë në univers. Por masat atomike llogariteshin kryesisht në bazë të përbërjeve të tyre të oksigjenit, kështu që u vendos të zgjidhej një standard i ri për përcaktimin e masave atomike. Masa atomike e oksigjenit u mor e barabartë me 15, masa atomike e substancës më të lehtë në Tokë, hidrogjenit, - 1. Në vitin 1961, sistemi i oksigjenit për përcaktimin e peshës u pranua përgjithësisht, por krijoi disa shqetësime.
Në vitin 1961, u miratua një shkallë e re e masave atomike relative, standardi për të cilin ishte izotopi i karbonit 12 C. Njësia e masës atomike (shkurtuar a.m.u.) është 1/12 e masës së këtij standardi. Aktualisht masë atomike quhet masa e një atomi, e cila duhet të shprehet në amu.
Masa e molekulave
Masa e një molekule të çdo substance është e barabartë me shumën e masave të të gjitha atomeve që formojnë këtë molekulë. Hidrogjeni ka peshën molekulare më të lehtë të një gazi, përbërja e tij shkruhet si H 2 dhe ka një vlerë afër dy. Molekula e ujit përbëhet nga një atom oksigjeni dhe dy atome hidrogjeni. Prandaj, pesha e tij molekulare është 15.994 + 2*1.0079=18.0152 a.m.u. Komponimet organike komplekse - proteinat dhe aminoacidet - kanë peshën më të madhe molekulare. Pesha molekulare e një njësie strukturore proteine varion nga 600 në 10 6 e më shumë, në varësi të numrit të zinxhirëve peptidikë në këtë strukturë makromolekulare.
nishani
Njëkohësisht me njësitë standarde të masës dhe vëllimit në kimi, përdoret një njësi shumë e veçantë e sistemit - nishani.
Një mol është sasia e një lënde që përmban aq njësi strukturore (jone, atome, molekula, elektrone) sa ka në 12 gram të izotopit 12 C.
Gjatë aplikimit të masës së sasisë së një substance, është e nevojshme të tregohet se cilat njësi strukturore nënkuptohen. Siç del nga koncepti i "nishanit", në secilin rast individual duhet të tregohet saktësisht se për cilat njësi strukturore bëhet fjalë - për shembull, një mol jonesh H +, një mol molekulash H 2, etj.
Pesha molare dhe molekulare
Masa e një sasie të një lënde në 1 mol matet në g / mol dhe quhet masë molare. Marrëdhënia midis masës molekulare dhe masës molare mund të shkruhet si një ekuacion
ν = k × m/M, ku k është koeficienti i proporcionalitetit.
Është e lehtë të thuhet se për çdo raport, koeficienti i proporcionalitetit do të jetë e barabartë me një. Në të vërtetë, izotopi i karbonit ka një masë molekulare relative prej 12 amu, dhe, sipas përkufizimit, masa molare e kësaj substance është 12 g/mol. Raporti i peshës molekulare me molare është 1. Nga kjo mund të konkludojmë se pesha molare dhe molekulare kanë vlera të njëjta numerike.
Vëllimet e gazit
Siç e dini, të gjitha substancat rreth nesh mund të jenë në formë të ngurtë, të lëngët ose të gaztë. gjendja e grumbullimit. Për trupat e ngurtë, masa bazë më e zakonshme është masa; për trupat e ngurtë dhe të lëngët, vëllimi. Kjo për faktin se trupat e ngurtë ruajnë formën dhe dimensionet e tyre përfundimtare, Substancat e lëngshme dhe të gazta nuk kanë dimensione të fundme. E veçanta e çdo gazi është se midis njësive strukturore të tij - molekulave, atomeve, joneve - distanca është shumë herë më e madhe se të njëjtat distanca në lëngje ose të ngurta. Për shembull, një mol ujë në kushte normale zë një vëllim prej 18 ml - afërsisht e njëjta sasi përshtatet në një lugë gjelle. Vëllimi i një mol kripe kristalore imët është 58,5 ml dhe vëllimi i 1 mol sheqer është 20 herë më shumë se një mol ujë. Kërkohet edhe më shumë hapësirë për gazrat. Një mol azot në kushte normale zë një vëllim 1240 herë më të madh se një mol ujë.
Kështu, vëllimet e substancave të gazta ndryshojnë ndjeshëm nga vëllimet e atyre të lëngshme dhe të ngurta. Kjo është për shkak të ndryshimit në distancat midis molekulave të substancave në gjendje të ndryshme agregate.
Kushtet normale
Gjendja e çdo gazi varet shumë nga temperatura dhe presioni. Për shembull, azoti në një temperaturë prej 20 ° C zë një vëllim prej 24 litrash, dhe në 100 ° C në të njëjtin presion - 30.6 litra. Kimistët e morën parasysh këtë varësi, ndaj u vendos që të gjitha operacionet dhe matjet me substanca të gazta të reduktohen në kushte normale. Në të gjithë botën, parametrat e kushteve normale janë të njëjta. Për të gaztë substancave kimike Kjo:
- Temperatura në 0°C.
- Presioni në 101.3 kPa.
Për kushte normale, pranohet një shkurtim i veçantë - n.o. Ndonjëherë ky përcaktim nuk shkruhet në detyra, atëherë duhet të rilexoni me kujdes kushtet e problemit dhe t'i sillni parametrat e dhënë të gazit në kushte normale.
Llogaritja e vëllimit të 1 mol gaz
Si shembull, është e lehtë për të llogaritur një mol të çdo gazi, siç është azoti. Për ta bërë këtë, së pari duhet të gjeni vlerën e peshës së saj molekulare relative:
M r (N 2)= 2×14=28.
Meqenëse masa molekulare relative e një lënde është numerikisht e barabartë me masën molare, atëherë M(N 2) \u003d 28 g / mol.
Në mënyrë empirike, u zbulua se në kushte normale, densiteti i azotit është 1.25 g / litër.
Le ta zëvendësojmë këtë vlerë në formulën standarde të njohur nga kursi i fizikës shkollore, ku:
- V është vëllimi i gazit;
- m është masa e gazit;
- ρ është dendësia e gazit.
Marrim se vëllimi molar i azotit në kushte normale
V (N 2) \u003d 25 g / mol: 1,25 g / litër \u003d 22,4 l / mol.
Rezulton se një mol azoti zë 22.4 litra.
Nëse e kryeni këtë operacion me të gjitha substancat ekzistuese të gazta, mund të arrini në një përfundim befasues: vëllimi i çdo gazi në kushte normale është 22.4 litra. Pavarësisht se për çfarë lloj gazi po flasim, cila është struktura e tij dhe karakteristikat fiziko-kimike, një mol i këtij gazi do të zërë një vëllim prej 22.4 litrash.
Vëllimi molar i një gazi është një nga konstantet më të rëndësishme në kimi. Kjo konstante bën të mundur zgjidhjen e shumë problemeve kimike që lidhen me matjen e vetive të gazeve në kushte normale.
Rezultatet
Pesha molekulare e substancave të gazta është e rëndësishme për përcaktimin e sasisë së një lënde. Dhe nëse studiuesi e di sasinë e substancës së një gazi të caktuar, ai mund të përcaktojë masën ose vëllimin e një gazi të tillë. Për të njëjtën pjesë të një lënde të gaztë, kushtet e mëposhtme përmbushen njëkohësisht:
ν = m/ M ν= V/ V m.
Nëse heqim konstanten ν, mund të barazojmë këto dy shprehje:
Kështu që ju mund të llogarisni masën e një pjese të substancës dhe vëllimin e saj, dhe pesha molekulare e substancës në studim bëhet e njohur. Duke zbatuar këtë formulë, raporti vëllim-masë mund të llogaritet lehtësisht. Kur zvogëloni këtë formulë në formën M = m V m / V, masa molare e përbërjes së dëshiruar do të bëhet e njohur. Për të llogaritur këtë vlerë mjafton të dihet masa dhe vëllimi i gazit në studim.
Duhet mbajtur mend se një korrespondencë e rreptë midis peshës reale molekulare të një substance dhe asaj të gjetur nga formula është e pamundur. Çdo gaz përmban shumë papastërti dhe aditivë që bëjnë ndryshime të caktuara në strukturën e tij dhe ndikojnë në përcaktimin e masës së tij. Por këto luhatje bëjnë ndryshime në shifrën e tretë ose të katërt pas pikës dhjetore në rezultatin e gjetur. Prandaj, për detyrat dhe eksperimentet e shkollës, rezultatet e gjetura janë mjaft të besueshme.