Mnogi eksperimenti to pokazuju molekularne veličine veoma mali. Može se pronaći linearna veličina molekula ili atoma na razne načine. Na primjer, pomoću elektronskog mikroskopa dobijaju se fotografije nekih velikih molekula, a pomoću ionskog projektora (jonskog mikroskopa) možete ne samo proučavati strukturu kristala, već odrediti udaljenost između pojedinačnih atoma u molekulu.

Koristeći dostignuća moderne eksperimentalne tehnologije, bilo je moguće odrediti linearne dimenzije jednostavnih atoma i molekula, koje su oko 10-8 cm. Linearne dimenzije složenih atoma i molekula su mnogo veće. Na primjer, veličina proteinske molekule je 43 * 10 -8 cm.

Za karakterizaciju atoma koristi se koncept atomskih radijusa, koji omogućava približno procjenu međuatomskih udaljenosti u molekulama, tekućinama ili čvrstim tvarima, budući da atomi nemaju jasne granice u veličini. To je atomski radijus- ovo je sfera u kojoj se nalazi glavni dio elektronske gustine atoma (najmanje 90...95%).

Veličina molekula je toliko mala da se može zamisliti samo pomoću poređenja. Na primjer, molekul vode je mnogo puta manji velika jabuka Koliko je puta jabuka manja od globusa?

Mole supstance

Mase pojedinačnih molekula i atoma su vrlo male, pa je u proračunima pogodnije koristiti relativne, a ne apsolutne vrijednosti mase.

Relativno molekulska težina (ili relativna atomska masa) supstance M r je odnos mase molekula (ili atoma) date supstance i 1/12 mase atoma ugljenika.

M r = (m 0) : (m 0C / 12)

gdje je m 0 masa molekula (ili atoma) date supstance, m 0C je masa atoma ugljika.

Relativna molekularna (ili atomska) masa tvari pokazuje koliko je puta masa molekula tvari veća od 1/12 mase ugljičnog izotopa C12. Relativna molekulska (atomska) masa se izražava u jedinicama atomske mase.

Jedinica za atomsku masu– ovo je 1/12 mase ugljičnog izotopa C12. Precizna mjerenja su pokazala da je jedinica atomske mase 1.660*10 -27 kg, tj.

1 amu = 1.660 * 10 -27 kg

Relativna molekulska masa supstance može se izračunati dodavanjem relativnih atomskih masa elemenata koji čine molekul supstance. Relativnu atomsku masu hemijskih elemenata u periodnom sistemu hemijskih elemenata navodi D.I. Mendeljejev.

U periodnom sistemu D.I. Mendeljejev je za svaki element naznačen atomska masa, koji se mjeri u jedinicama atomske mase (amu). Na primjer, atomska masa magnezija je 24,305 amu, odnosno magnezijum je dvostruko teži od ugljika, budući da je atomska masa ugljika 12 amu. (ovo proizilazi iz činjenice da je 1 amu = 1/12 mase izotopa ugljika, koji čini većinu atoma ugljika).

Zašto mjeriti masu molekula i atoma u amu ako ima grama i kilograma? Naravno, možete koristiti ove mjerne jedinice, ali će to biti vrlo nezgodno za pisanje (morat će se koristiti previše brojeva da bi se zapisala masa). Da biste pronašli masu elementa u kilogramima, trebate pomnožiti atomsku masu elementa sa 1 amu. Atomska masa se nalazi prema periodnom sistemu (napisanom desno od slovna oznaka element). Na primjer, težina atoma magnezija u kilogramima bi bila:

m 0Mg = 24,305 * 1 a.u.m. = 24,305 * 1,660 * 10 -27 = 40,3463 * 10 -27 kg

Masa molekula može se izračunati dodavanjem masa elemenata koji čine molekul. Na primjer, masa molekule vode (H 2 O) bit će jednaka:

m 0H2O = 2 * m 0H + m 0O = 2 * 1,00794 + 15,9994 = 18,0153 am. = 29,905 * 10 -27 kg

Krtica jednaka količini supstance u sistemu koji sadrži isti broj molekula koliko ima atoma u 0,012 kg ugljenika C 12. To jest, ako imamo sistem sa bilo kojom supstancom, a u ovom sistemu ima onoliko molekula ove supstance koliko ima atoma u 0,012 kg ugljika, onda možemo reći da u ovom sistemu imamo 1 mol supstance.

Avogadrova konstanta

Količina supstanceν je jednak omjeru broja molekula u datom tijelu i broja atoma u 0,012 kg ugljika, odnosno broju molekula u 1 molu tvari.

ν = N / N A

gdje je N broj molekula u datom tijelu, N A je broj molekula u 1 molu supstance od koje se tijelo sastoji.

N A je Avogadrova konstanta. Količina supstance mjeri se u molovima.

Avogadrova konstanta je broj molekula ili atoma u 1 molu supstance. Ova konstanta je dobila ime po italijanskom hemičaru i fizičaru Amedeo Avogadro (1776 – 1856).

1 mol bilo koje supstance sadrži isti broj čestica.

N A = 6,02 * 10 23 mol -1

Molarna masa je masa supstance uzete u količini od jednog mola:

μ = m 0 * N A

gdje je m 0 masa molekula.

Molarna masa se izražava u kilogramima po molu (kg/mol = kg*mol -1).

Molarna masa je povezana sa relativnom molekulskom masom odnosom:

μ = 10 -3 * M r [kg*mol -1 ]

Masa bilo koje količine supstance m jednaka je umnošku mase jednog molekula m 0 na broj molekula:

m = m 0 N = m 0 N A ν = μν

Količina tvari jednaka je omjeru mase tvari i njezine molarne mase:

ν = m/μ

Masu jednog molekula supstance možemo pronaći ako su poznata molarna masa i Avogadrova konstanta:

m 0 = m / N = m / νN A = μ / N A

Točnije određivanje mase atoma i molekula postiže se upotrebom masenog spektrometra - uređaja u kojem se snop nabijenih čestica odvaja u prostoru ovisno o njihovoj masi naboja pomoću električnih i magnetskih polja.

Na primjer, pronađimo molarnu masu atoma magnezija. Kao što smo gore saznali, masa atoma magnezija je m0Mg = 40,3463 * 10 -27 kg. Tada će molarna masa biti:

μ = m 0Mg * N A = 40,3463 * 10 -27 * 6,02 * 10 23 = 2,4288 * 10 -2 kg/mol

Odnosno, 2,4288 * 10 -2 kg magnezija "stane" u jedan mol. Pa, ili oko 24,28 grama.

Kao što vidimo, molarna masa (u gramima) je skoro jednaka atomskoj masi naznačenoj za element u periodnom sistemu. Stoga, kada označavaju atomsku masu, obično rade ovo:

Atomska masa magnezijuma je 24.305 amu. (g/mol).

Mase atoma i molekula su vrlo male, pa je zgodno odabrati masu jednog od atoma kao mjernu jedinicu i izraziti mase preostalih atoma u odnosu na nju. Upravo je to učinio osnivač atomske teorije Dalton, koji je sastavio tablicu atomskih masa, uzimajući masu atoma vodika kao jednu.

Do 1961. godine, u fizici se kao jedinica atomske mase (amu) uzimala 1/16 mase atoma kiseonika 16 O, a u hemiji - 1/16 prosečne atomske mase prirodnog kiseonika, koji je mešavina tri izotopa. Hemijska jedinica mase bila je 0,03% veća od fizičke.

Trenutno je u fizici i hemiji usvojen jedinstveni mjerni sistem. 1/12 mase atoma ugljika 12 C odabrano je kao standardna jedinica atomske mase.

1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.

Relativna atomska i molekulska masa elementa

DEFINICIJA

Relativna atomska masa elementa (A r) je bezdimenzionalna veličina jednaka omjeru prosječne mase atoma elementa i 1/12 mase atoma od 12 C.

Prilikom izračunavanja relativne atomske mase uzima se u obzir obilje izotopa elemenata u zemljinoj kori. Na primjer, hlor ima dva izotopa 35 Cl (75,5%) i 37 Cl (24,5%). Relativna atomska masa hlora je:

A r (Cl) = (0,755×m(35 Cl) + 0,245×m(37 Cl)) / (1/12×m(12 C) = 35,5.

Iz definicije relativne atomske mase slijedi da je prosječna apsolutna masa atoma jednaka relativnoj atomskoj masi pomnoženoj sa amu:

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.

DEFINICIJA

Relativna molekulska masa supstance (M r) je bezdimenzionalna količina jednaka omjeru mase molekula tvari i 1/12 mase atoma 12 C.

Relativna molekulska težina molekula jednak zbroju relativnih atomskih masa atoma koji čine molekulu, na primjer:

M r (N 2 O) = 2 × A r (N) + A r (O) = 2 × 14,0067 + 15,9994 = 44,0128.

Apsolutna molekularna masa jednaka relativnoj molekulskoj masi pomnoženoj sa amu.

Broj atoma i molekula u običnim uzorcima tvari je vrlo velik, stoga se pri karakterizaciji količine tvari koristi posebna mjerna jedinica - mol.

Mol je količina tvari koja sadrži isti broj čestica (molekula, atoma, iona, elektrona) koliko ima atoma ugljika sadržanih u 12 g izotopa 12 C.

Masa jednog atoma 12 C je 12 amu, stoga je broj atoma u 12 g izotopa 12 C:

N A = 12 g / 12 × 1,66057 × 10 -24 g = 1/1,66057 × 10 -24 = 6,0221 × 10 -23.

Dakle, mol supstance sadrži 6,0221×10 -23 čestice ove supstance.

Fizička veličina N A naziva se Avogadrova konstanta ima dimenziju = mol -1. Broj 6,0221×10 -23 naziva se Avogadrov broj.

Molarna masa supstance

DEFINICIJA

Molarna masa (M) je masa 1 mola supstance.

Lako je pokazati da su numeričke vrijednosti molarne mase M i relativne molekulske mase M r jednake, međutim, prva veličina ima dimenziju [M] = g/mol, a druga je bezdimenzionalna:

M = N A × m (1 molekul) = N A × M r × 1 amu = (N A ×1 amu) × M r = × M r .

To znači da ako je masa određene molekule, na primjer, 44 amu, onda je masa jednog mola molekula 44 g.

Avogadrova konstanta je koeficijent proporcionalnosti koji osigurava prijelaz s molekularnih na molarne odnose.

Atomi se mogu međusobno povezati. Kao rezultat ove veze obično nastaju složenije čestice - molekule. na primjer:

Ovi primjeri pokazuju da se atomi istog elementa i atomi različitih elemenata mogu međusobno kombinirati. Broj atoma koji se međusobno povezuju može varirati.

Sastav bilo koje molekule može se izraziti hemijska formula.

Dakle, molekul vodonika ima formulu H2. Broj "2" u ovoj formuli pokazuje broj atoma u molekuli vodika.

Zovu se brojevi u hemijskim formulama koji pokazuju koliko je atoma datog elementa uključeno u molekulu indeksi.

Molekul se sastoji od dva atoma vodika H, ​​jednog atoma i četiri atoma kiseonika O. To znači da je formula molekula sumporne kiseline H 2 SO 4.

Postoje molekuli koji sadrže nekoliko identičnih grupa atoma. U formulama takvih molekula ove grupe atoma stavljaju se u zagrade, a indeks izvan zagrada pokazuje broj tih grupa u molekulu. Na primjer, formula Cu(NO 3) 2 pokazuje da se ovaj molekul sastoji od jednog atoma bakra i dvije grupe atoma NO 3, odnosno dva atoma dušika i šest atoma kisika.

dakle, hemijske formule dokazati kvalitativni i kvantitativni sastav molekula (od kojih atoma elemenata se molekula sastoji i koliko je tih atoma u molekuli).

Prema zakon konzistentnost kompozicije(J. Prust, Francuska, 1808): Svaki čista supstanca ima stalan kvalitativni i kvantitativni sastav, koji ne zavisi od načina dobijanja supstance.

Pošto se supstanca sastoji od identičnih molekula, sastav molekula određuje sastav cele supstance. Razlike u hemijska svojstva tvari nastaju zbog razlika u sastavu i strukturi molekula koje čine ove tvari. Stoga možemo zaključiti:

Molekul je najmanja čestica supstance koja zadržava svoja hemijska svojstva.

Masa bilo koje molekule jednaka je zbroju masa atoma koji ga formiraju. Ako se za izračunavanje mase molekula koriste relativne atomske mase, rezultirajuća relativna molekulska masa označava se simbolom Mr.

Na primjer, relativna molekulska težina vode H2O je:

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

relativna molekulska težina gvožđe (III) sulfata Fe 2 (SO 4) 3 jednaka je: Mr = 2Ar(Fe) + 3Ar(S) + 12Ar(O) = 2∙56+3∙32+12∙16= 400;

Relativna molekulska težina supstance Mr- ovo je broj koji pokazuje koliko je puta apsolutna masa molekula date supstance veća od 1/12 apsolutne mase atoma ugljika C.

Na primjer, relativna molekulska težina vode Mr(H 2 O) = 18. To znači da je masa molekula vode 18 puta veća od 1/12 mase atoma ugljika.

Relativne molekularne mase, kao i relativne atomske mase, su bezdimenzionalne veličine.

Maseni udio (ω) hemijskog elementa u datoj supstanci jednak je odnosu relativne atomske mase datog elementa, pomnožene brojem njegovih atoma u molekuli, i relativne molekulske mase supstance:

gdje je ω(X) maseni udio elementa X; Ar(X) - relativna atomska masa elementa X; n je broj atoma elementa X u molekulu supstance; Mr je relativna molekulska masa supstance.

Maseni udjeli se obično izražavaju u procentima:

MOLEKULARNA MASA,

zbir masa atoma koji čine dati molekul; izraženo u jedinicama atomske mase (amu). Od 1 a. e.m. (ponekad se naziva dalton, D) je jednak 1/12 mase atoma 12C nuklida i u jedinicama mase SI je 1,66057. 10 -27 kg, zatim M. m pomnožite sa 1,66057. 10 -27 daje trbušnjake. masa molekula u kilogramima. Češće koriste bezdimenzionalnu količinu M rel - relativnu M. m.: M rel Gdje M x -> masa molekula x, izražena u istim jedinicama mase (kg, g ili drugim) kao D. M. m karakterizira prosječnu masu molekula, uzimajući u obzir izotopski sastav svih elemenata koji formiraju datu hemikaliju. spoj. Ponekad se M. m određuje za mješavinu razlaganja. dobro poznat kompozicija, na primjer za zrak, "efikasna" M. m može se uzeti jednaka 29.

Abs. Sa masama molekula pogodno je operisati u oblasti fizike subatomskih procesa i radiohemije, gde se merenjem energije čestica, prema teoriji relativnosti, njihove aps. mase. U hemiji i hemiji. tehnologija se mora primijeniti makroskopski. mjerne jedinice količine. Broj bilo koje čestice (molekula, atoma, elektrona ili čestica mentalno razdvojenih u grupe, na primjer, parova Na + i Cl iona u kristalnoj rešetki NaCl), jednak je Avogadro konstante N A = 6,022. 10 23, je makroskopski. jedinica količine in-va-mol. Tada možemo napisati: M rel = x. N A /(D. N A), tj. relativni M. m je jednak omjeru mase mola tvari prema N A D. Ako se supstanca sastoji od molekula s kovalentnim vezama između njihovih sastavnih atoma, tada je vrijednost. x. N A predstavlja molarnu masu ove supstance, mjerne jedinice su kg-mol (kilomol, km). Za tvari koje ne sadrže molekule, ali se sastoje od atoma, iona ili radikala, određuje se formulaična molarna masa, odnosno masa N A čestica koja odgovara prihvaćenoj formuli tvari (međutim, u SSSR-u se često govori o M. m. u ovom slučaju, što je netačno).

Ranije su se u hemiji koristili pojmovi gram-molekula, gram-atom, gram-jon, sada molekul molekula, mol atoma, mol jona, što znači molekule N A, atoma, jona itd. njihove molarne mase, izražene u gramima ili kilogramima. Tradicionalno, termin "molekularna (molarna) težina" se koristi kao sinonim, jer se masa određuje pomoću vage. Ali, za razliku od težine, koja zavisi od geografije. koordinate, masa je konstantan parametar broja supstanci (pri normalnim brzinama kretanja čestica u hemijskim uslovima), stoga je ispravnije reći „molekulska masa“.

Veliki broj zastarjeli termini i koncepti koji se odnose na mašinstvo objašnjava se činjenicom da je prije kosmičke ere. letovi u hemiji nisu pridavali značaj razlici između mase i težine, što je zbog razlike u vrijednostima slobodnog ubrzanja. pada na polovima (9,83 m. s -2) i na ekvatoru (9,78 m. s -2); pri izračunavanju gravitacije (težine) obično se koristi prosječna vrijednost od 9,81 m s -2. Osim toga, razvoj koncepta molekula (kao i atoma) bio je povezan s proučavanjem makroskopskog. količina supstanci u njihovim hemijskim procesima. (reakcije) ili fizičke. (fazni prijelazi) transformacije, kada teorija strukture tvari nije bila razvijena (19. vijek) i pretpostavljalo se da je sve hemijsko. conn. izgrađen samo od atoma i molekula.

Metode određivanja. Istorijski gledano, prvu metodu (potkrijepljenu istraživanjima S. Cannizzaroa i A. Avogadra) predložio je J. Dumas 1827. godine i sastojala se od mjerenja gustine gasovitih supstanci u odnosu na gas vodonik, čija je molarna masa prvobitno uzeta kao biti 2, a nakon prelaska na mjernu jedinicu kisika molekularne i atomske mase - 2,016 g. faza razvoja eksperimentalna. mogućnosti određivanja M. m sastojale su se od proučavanja neisparljivih i nedisocijacijskih tečnosti i rastvora na putu mjerenja koligativnih svojstava (tj. u zavisnosti samo od broja otopljenih čestica) - osmotska. pritisak (vidi osmometrija), smanjenje pritiska pare, snižavanje tačke smrzavanja ( krioskopija) i povećanje tačke ključanja ( ebulioskopija) rastvor u poređenju sa čistim rastvorom. Istovremeno je otkriveno i “nenormalno” ponašanje elektrolita.

Smanjenje tlaka pare iznad otopine ovisi o molarnom udjelu otopljene tvari (Raoultov zakon): [( p - p 0)/p] = N, Gdje p 0 -> pritisak pare čistog rastvora, p- pritisak pare iznad rastvora, N- molarni udio otopljene supstance koja se proučava, N=(t x/M x)/[(t x/M x) + (m 0 /M 0)], x i M x -odg. težina (g) i M. m ispitivane supstance, m 0 i M 0 su isti za rastvor. U toku određivanja vrši se ekstrapolacija na beskonačno raspršenu. rastvora, odnosno utvrđuju se za rastvore ispitivane supstance i za rastvore poznate (standardne) hemikalije. veze. U slučaju krioskopije i ebulioskopije koriste se zavisnosti, respektivno. Dt 3 = KS i Dt k = Ec, gdje je Dt 3 smanjenje temperature smrzavanja otopine, Dt k je povećanje temperature ključanja otopine, TO I E- odn. krioskopski i ebulioskopski. konstante rastvora, određene iz standardne rastvorene supstance sa tačno poznatim M. m., c-molnom koncentracijom ispitivane supstance u rastvoru ( c = M x t x. 1000/m 0). M. m se izračunava prema sljedećim formulama: M x = t x K. 1000/m 0 Dt 3 ili M x = t x E. 1000/m 0 Dt k Metode se odlikuju prilično visokom preciznošću, jer postoje posebne. termometri (tzv. Beckmann termometri), koji omogućavaju mjerenje vrlo malih promjena temperature.

Za određivanje M. m. također se koristi izotermni. destilacija rastvora. U tom slučaju, uzorak otopine supstance koja se proučava unosi se u komoru sa zasićenjem. otopina pare (na datoj temperaturi); pare rastvora se kondenzuju, temperatura rastvora raste i, nakon uspostavljanja ravnoteže, ponovo opada; Promjenom temperature procjenjuju količinu oslobođene topline isparavanja, koja je povezana s M. m otopljene tvari. U tzv isopiestic metode se izvode izotermno. destilacija otopine u zatvorenom volumenu, na primjer. u posudi u obliku slova H. U jednom laktu posude nalazi se tzv. rešenje za poređenje, koji sadrži poznatu masu supstance poznate M. m (molarne koncentracije C 1), u drugom rastvoru koji sadrži poznatu masu supstance koja se proučava (molarna koncentracija C 2 nepoznato). ako npr. C 1 > C 2 , > Otopljena tvar se destilira od drugog koljena do prvog sve dok molarne koncentracije u oba koljena ne budu jednake. Poređenje volumena dobijenog izopiestika. jarke, izračunajte M. m nepoznatog ostrva. Da biste odredili M. m., možete izmjeriti masu izopiestika. rješenja pomoću McBen vaga, koje se sastoje od dvije čaše obješene na opruge u zatvorenoj staklenoj posudi; Ispitni rastvor se stavlja u jednu čašu, a rastvor za poređenje u drugu; Promjenom položaja čašica određuju se izopijetske mase. okruga i, prema tome, M. m. otoka koji se proučava.

Basic metoda za određivanje atomske i mol. mase isparljiva materija je masena spektrometrija. Za proučavanje spoja mješavine. efektivna upotreba hromatografija-masena spektrometrija. Pri niskom vršnom intenzitetu, mol. joni se koriste efuzionometrijski. priključci za masene spektrometre. Efuzijska metrika Metoda se zasniva na činjenici da je brzina gasa koji teče u vakuum iz komore kroz otvor čiji je prečnik znatno manji od prosečnog slobodnog puta. putanja molekule je obrnuto proporcionalna kvadratnom korijenu od M. m. Brzina protoka se kontroliše promenama pritiska u komori. M. m. isparljiva jedinjenja. određena i metodama gasne hromatografije sa Martin gasnim vagama. Potonji mjere brzinu kretanja plina u kanalu koji povezuje cijevi kroz koje protiče plin nosač i plin iz kromatografskog toka. kolone, što omogućava određivanje razlike u gustoći ovih plinova, ovisno o molekularnoj masi tvari koja se proučava.

M. m. se mjere za identifikaciju hemikalija. vezu, za utvrđivanje sadržaja pojedinih nuklida u vezi, npr. u vodi koja se koristi u nuklearnoj energiji. instalacijama, kao i u istraživanju i sintezi visoke molekularne težine. veze, čija svojstva značajno zavise od njihovog M. m. molekulska težina polimera). Prosječne vrijednosti molekularne težine polimera određuju se gore navedenim metodama, na osnovu koligativnih svojstava razrijeđenih otopina, prema broju dvostrukih veza („meka“ ozonoliza) ili funkcionalnih. grupe (metodama funkcionalne analize), kao i po osobinama njihovih rješenja kao što su viskoznost, raspršivanje svjetlosti. Prosječne vrijednosti mol. mase polimera sa visokim stepenom polimerizacije određene su njihovom reologijom. karakteristike.

Lit.: Rafikov S. R., Pavlova S. A., Tverdokhlebova I. I., Metode za određivanje molekulske mase i polidisperznosti visokomolekularnih jedinjenja, M., 1963; Pauling L., Pauling P., Chemistry, trans. sa engleskog, M., 1978; Vilkov L.V., Pentin Yu.A., Metode fizikalnog istraživanja u hemiji, M., 1987. Yu. A. Klyachko.

Hemijska enciklopedija. - M.: Sovjetska enciklopedija. Ed. I. L. Knunyants. 1988.

Jedinice mase elemenata

U početku je atom vodonika uzet kao osnovna jedinica atomske i molekularne mase kao najlakši element u Univerzumu. Ali atomske mase su uglavnom izračunate na osnovu njihovih jedinjenja kiseonika, pa je odlučeno da se odabere novi standard za određivanje atomskih masa. Atomska masa kiseonika je uzeta kao 15, atomska masa najlakše supstance na Zemlji, vodonika, bila je 1. Godine 1961. bio je opšteprihvaćen sistem kiseonika za određivanje težine, ali je stvarao određene neprijatnosti.

Godine 1961. usvojena je nova skala relativnih atomskih masa, standard za koji je bio izotop ugljika 12 C. Jedinica atomske mase (skraćeno kao amu) je 1/12 mase ovog standarda. Trenutno atomska masa je masa atoma, koja se mora izraziti u amu.

Masa molekula

Masa molekula bilo koje tvari jednaka je zbroju masa svih atoma koji tvore ovu molekulu. Najmanja molekulska težina gasa je vodonik, njegovo jedinjenje je zapisano kao H2 i ima vrednost blizu dva. Molekul vode sastoji se od atoma kisika i dva atoma vodika. To znači da je njegova molekulska masa 15,994 + 2*1,0079=18,0152 amu. Najveće molekularne težine imaju kompleks organska jedinjenja- proteini i aminokiseline. Molekularna težina proteinske strukturne jedinice kreće se od 600 do 10 6 i više, ovisno o broju peptidnih lanaca u ovoj makromolekularnoj strukturi

Krtica

Uz standardne jedinice mase i zapremine, u hemiji se koristi potpuno posebna sistemska jedinica - mol.

Mol je količina tvari koja sadrži onoliko strukturnih jedinica (jona, atoma, molekula, elektrona) koliko je sadržano u 12 grama izotopa 12 C.

Kada se koristi mjera količine tvari, potrebno je naznačiti na koje se strukturne jedinice misli. Kao što slijedi iz koncepta „krtice“, u svakom pojedinačnom slučaju potrebno je tačno naznačiti koje strukturne jedinice mi pričamo o tome- na primjer, molovi H+ jona, molovi molekula H2, itd.

Molarna i molekulska masa

Masa 1 mola supstance se meri u g/mol i naziva se molarna masa. Odnos između molekularne i molarne mase može se napisati kao jednačina

ν = k × m/M, gdje je k koeficijent proporcionalnosti.

Lako je reći da će za bilo koji omjer koeficijent proporcionalnosti biti jednak jedan. Zaista, izotop ugljika ima relativnu molekulsku masu od 12 amu, a prema definiciji molarna masa ove tvari je 12 g/mol. Odnos molekulske mase i molarne mase je 1. Iz ovoga možemo zaključiti da molarna i molekulska masa imaju iste numeričke vrijednosti.

Zapremine gasa

Kao što znate, sve supstance oko nas mogu biti u čvrstom, tečnom ili gasovitom agregatnom stanju. Za čvrste materije najčešća osnovna mera je masa, za čvrsta tela i tečnosti - zapremina. To je zbog činjenice da čvrsta tijela zadržavaju svoj oblik, a tečne i plinovite tvari nemaju konačne dimenzije. Posebnost svakog plina je u tome što je između njegovih strukturnih jedinica - molekula, atoma, iona - udaljenost mnogo puta veća od istih udaljenosti u tekućinama ili čvrstim tvarima. Na primjer, jedan mol vode u normalnim uvjetima zauzima zapreminu od 18 ml - otprilike istu količinu kao jedna supena kašika. Zapremina jednog mola finog kristala kuhinjska sol- 58,5 ml, a zapremina 1 mola šećera je 20 puta veća od mola vode. Gasovi zahtijevaju još više prostora. Jedan mol azota u normalnim uslovima zauzima zapreminu 1240 puta veću od jednog mola vode

Tako se zapremine gasovitih materija značajno razlikuju od zapremina tečnih i čvrstih materija. To je zbog razlike u udaljenostima između molekula tvari u različitim agregacijskim stanjima.

Normalni uslovi

Stanje bilo kog gasa u velikoj meri zavisi od temperature i pritiska. Na primjer, dušik na temperaturi od 20 °C zauzima zapreminu od 24 litre, a na 100 °C pri istom pritisku - 30,6 litara. Hemičari su uzeli u obzir ovu zavisnost, pa je odlučeno da se sve operacije i mjerenja s gasovitim supstancama svedu na normalne uslove. Širom svijeta parametri normalnih uslova su isti. Za gasovite hemikalije ovo:

• Temperatura na 0°C.
• Pritisak 101,3 kPa.

Za normalne uslove usvojena je posebna skraćenica - br. Ponekad ova oznaka nije napisana u problemima, tada treba pažljivo ponovo pročitati uslove problema i dovesti zadane parametre gasa u normalne uslove.

Proračun zapremine 1 mol gasa

Na primjer, nije teško izračunati jedan mol bilo kojeg plina, kao što je dušik. Da biste to učinili, prvo morate pronaći vrijednost njegove relativne molekulske mase:

M r (N 2) = 2×14 = 28.

Pošto je relativna molekulska masa neke supstance numerički jednaka molarnoj masi, onda M(N 2)=28 g/mol.

Eksperimentalno je utvrđeno da je u normalnim uslovima gustina azota 1,25 g/litar.

Zamijenimo ovu vrijednost u standardnu ​​formulu, poznatu iz školskog kursa fizike, gdje:

• V je zapremina gasa;
• m je masa gasa;
• ρ je gustina gasa.

Nalazimo da je molarni volumen azota u normalnim uslovima

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

Ispostavilo se da jedan mol dušika zauzima 22,4 litre.

Ako izvršite takvu operaciju sa svim postojećim plinovitim tvarima, možete doći do nevjerovatnog zaključka: volumen bilo kojeg plina u normalnim uvjetima je 22,4 litre. Bez obzira o kojoj vrsti gasa je reč, kakva je njegova struktura i fizičko-hemijske karakteristike, jedan mol ovog gasa zauzimaće zapreminu od 22,4 litara.

Molarna zapremina gasa je jedna od najvažnijih konstanti u hemiji. Ova konstanta omogućava rešavanje mnogih hemijskih problema vezanih za merenje svojstava gasova u normalnim uslovima.

Rezultati

Molekularna težina gasovitih supstanci je važna u određivanju količine supstance. A ako istraživač zna količinu supstance određenog gasa, može odrediti masu ili zapreminu takvog gasa. Za isti deo gasovite supstance istovremeno su zadovoljeni sledeći uslovi:

ν = m/ M ν= V/ V m.

Ako uklonimo konstantu ν, možemo izjednačiti ova dva izraza:

Na taj način možete izračunati masu jednog dijela supstance i njen volumen, a postaje poznata i molekulska masa ispitivane supstance. Koristeći ovu formulu, možete lako izračunati omjer volumena i mase. Kada se ova formula svede na oblik M= m V m /V, molarna masa željenog spoja će postati poznata. Da bi se izračunala ova vrijednost, dovoljno je znati masu i zapreminu plina koji se proučava.

Treba imati na umu da je striktna korespondencija između stvarne molekularne težine tvari i one pronađene pomoću formule nemoguća. Svaki plin sadrži puno nečistoća i aditiva koji čine određene promjene u njegovoj strukturi i utiču na određivanje njegove mase. Ali ove fluktuacije unose promjene na treću ili četvrtu decimalu u pronađenom rezultatu. Stoga su za školske probleme i eksperimente dobijeni rezultati prilično uvjerljivi.

Odgovor od Ńlesikov I.V.[guru]
U Moly... .
Mol, molarna masa
IN hemijski procesi Najmanje uključene čestice su molekuli, atomi, joni, elektroni. Broj takvih čestica čak i u malom dijelu tvari je vrlo velik. Stoga, kako bi se izbjegle matematičke operacije s velikim brojevima, okarakterizirati količinu tvari koja je uključena hemijska reakcija, koristi se posebna jedinica - krtica.
Mol je količina tvari koja sadrži određeni broj čestica (molekula, atoma, iona) jednak Avogadrovoj konstanti (NA = 6,02 1023 mol-1).
Avogadrova konstanta NA definira se kao broj atoma sadržanih u 12 g izotopa 12C:
Avogadrova konstanta
Dakle, 1 mol supstance sadrži 6,02 1023 čestice ove supstance.
Na osnovu toga, bilo koja količina supstance može se izraziti određenim brojem molova n (nu). Na primjer, uzorak tvari sadrži 12,04 1023 molekula. Dakle, količina supstance u ovom uzorku je:
Količina supstance u uzorku
Općenito: Formula za količinu supstance
gdje je N broj čestica date supstance;
NA je broj čestica koji sadrži 1 mol supstance (Avogadrova konstanta).
Molarna masa supstance (M) je masa koju ima 1 mol date supstance.
Ova količina, jednaka odnosu mase m supstance i količine supstance n, ima dimenziju kg/mol ili g/mol. Molarna masa, izražena u g/mol, numerički je jednaka relativnoj molekulskoj masi Mr (za supstance atomska struktura– relativna atomska masa Ar).
Na primjer, molarna masa metana CH4 određuje se na sljedeći način:
Mr(CH4) = Ar(C) + 4 Ar(H) = 12+4 =16
M(CH4) = 16 g/mol, tj. 16 g CH4 sadrži 6,02 1023 molekula.
Molarna masa supstance može se izračunati ako su poznati njena masa m i količina (broj molova) n, koristeći formulu:
Molarna masa supstance
Prema tome, znajući masu i molarnu masu supstance, možete izračunati broj njenih molova:
Broj mladeža
ili pronađite masu tvari prema broju molova i molarnoj masi:
m = n M
Treba napomenuti da je vrijednost molarne mase tvari određena njenim kvalitativnim i kvantitativnim sastavom, odnosno ovisi o Mr i Ar. Stoga različite tvari s istim brojem molova imaju različite mase m.
Primjer
Izračunajte mase metana CH4 i etana C2H6, uzetih u količini od n = 2 mola svaki.
Rješenje
Molarna masa metana M(CH4) je 16 g/mol;
molarna masa etana M(C2H6) = 2 12 + 6 = 30 g/mol.
odavde:
m(CH4) = 2 mol 16 g/mol = 32 g;
m(C2H6) = 2 mol 30 g/mol = 60 g.
Dakle, mol je dio tvari koji sadrži isti broj čestica, ali ima različite mase za različite tvari, budući da čestice tvari (atomi i molekuli) nisu iste mase.
krtica (3739 bajtova)
n(CH4) = n(C2H6), ali m(CH4)< m(С2Н6)
Izračunavanje n se koristi u gotovo svakom proračunskom problemu.

Molekularna masa je jedan od osnovnih pojmova u modernoj hemiji. Njegovo uvođenje postalo je moguće nakon toga naučno opravdanje Avogadrove izjave da se mnoge supstance sastoje od sićušnih čestica - molekula, od kojih se svaka, pak, sastoji od atoma. Nauka u velikoj mjeri duguje ovaj sud italijanskom hemičaru Amadeu Avogadru, koji je naučno potkrijepio molekularnu strukturu supstanci i dao hemiji mnoge od najvažnijih koncepata i zakona.

Jedinice mase elemenata

U početku je atom vodonika uzet kao osnovna jedinica atomske i molekularne mase kao najlakši element u Univerzumu. Ali atomske mase su uglavnom izračunate na osnovu njihovih jedinjenja kiseonika, pa je odlučeno da se odabere novi standard za određivanje atomskih masa. Atomska masa kiseonika je uzeta kao 15, atomska masa najlakše supstance na Zemlji, vodonika, bila je 1. Godine 1961. bio je opšteprihvaćen sistem kiseonika za određivanje težine, ali je stvarao određene neprijatnosti.

Godine 1961. usvojena je nova skala relativnih atomskih masa, standard za koji je bio izotop ugljika 12 C. Jedinica atomske mase (skraćeno kao amu) je 1/12 mase ovog standarda. Trenutno, atomska masa je masa atoma, koja se mora izraziti u amu.

Masa molekula

Masa molekula bilo koje tvari jednaka je zbroju masa svih atoma koji tvore ovu molekulu. Najmanja molekulska težina gasa je vodonik, njegovo jedinjenje je zapisano kao H2 i ima vrednost blizu dva. Molekul vode sastoji se od atoma kisika i dva atoma vodika. To znači da je njegova molekulska masa 15,994 + 2*1,0079=18,0152 amu. Najveće molekularne mase imaju složena organska jedinjenja – proteini i aminokiseline. Molekularna težina proteinske strukturne jedinice kreće se od 600 do 10 6 i više, u zavisnosti od broja peptidnih lanaca u ovoj makromolekularnoj strukturi.

Krtica

Uz standardne jedinice mase i zapremine, u hemiji se koristi potpuno posebna sistemska jedinica - mol.

Mol je količina tvari koja sadrži onoliko strukturnih jedinica (jona, atoma, molekula, elektrona) koliko je sadržano u 12 grama izotopa 12 C.

Kada se koristi mjera količine tvari, potrebno je naznačiti na koje se strukturne jedinice misli. Kao što slijedi iz pojma „mol“, u svakom pojedinačnom slučaju potrebno je tačno naznačiti o kojim strukturnim jedinicama je riječ - na primjer, mol H + iona, mol molekula H 2 itd.

Molarna i molekulska masa

Masa 1 mola supstance se meri u g/mol i naziva se molarna masa. Odnos između molekularne i molarne mase može se napisati kao jednačina

ν = k × m/M, gdje je k koeficijent proporcionalnosti.

Lako je reći da će za bilo koji omjer koeficijent proporcionalnosti biti jednak jedan. Zaista, izotop ugljika ima relativnu molekulsku masu od 12 amu, a prema definiciji molarna masa ove tvari je 12 g/mol. Odnos molekulske mase i molarne mase je 1. Iz ovoga možemo zaključiti da molarna i molekulska masa imaju iste numeričke vrijednosti.

Zapremine gasa

Kao što znate, sve supstance oko nas mogu biti u čvrstom, tečnom ili gasovitom agregatnom stanju. Za čvrsta tela najčešća osnovna mera je masa, za čvrsta tela i tečnosti - zapremina. To je zbog činjenice da čvrsta tijela zadržavaju svoj oblik, a tečne i plinovite tvari nemaju konačne dimenzije. Posebnost svakog plina je u tome što je između njegovih strukturnih jedinica - molekula, atoma, iona - udaljenost mnogo puta veća od istih udaljenosti u tekućinama ili čvrstim tvarima. Na primjer, jedan mol vode u normalnim uvjetima zauzima zapreminu od 18 ml - otprilike istu količinu kao jedna supena kašika. Zapremina jednog mola fino kristalne kuhinjske soli je 58,5 ml, a zapremina 1 mol šećera je 20 puta veća od mola vode. Gasovi zahtijevaju još više prostora. Jedan mol azota u normalnim uslovima zauzima zapreminu 1240 puta veću od jednog mola vode.

Tako se zapremine gasovitih materija značajno razlikuju od zapremina tečnih i čvrstih materija. To je zbog razlike u udaljenostima između molekula tvari u različitim agregacijskim stanjima.

Normalni uslovi

Stanje bilo kog gasa u velikoj meri zavisi od temperature i pritiska. Na primjer, dušik na temperaturi od 20 °C zauzima zapreminu od 24 litre, a na 100 °C pri istom pritisku - 30,6 litara. Hemičari su uzeli u obzir ovu zavisnost, pa je odlučeno da se sve operacije i mjerenja s gasovitim supstancama svedu na normalne uslove. Širom svijeta parametri normalnih uslova su isti. Za gasovite hemikalije to su:

• Temperatura na 0°C.
• Pritisak 101,3 kPa.

Za normalne uslove usvojena je posebna skraćenica - br. Ponekad ova oznaka nije napisana u problemima, tada treba pažljivo ponovo pročitati uslove problema i dovesti zadane parametre gasa u normalne uslove.

Proračun zapremine 1 mol gasa

Na primjer, nije teško izračunati jedan mol bilo kojeg plina, kao što je dušik. Da biste to učinili, prvo morate pronaći vrijednost njegove relativne molekulske mase:

M r (N 2) = 2×14 = 28.

Pošto je relativna molekulska masa neke supstance numerički jednaka molarnoj masi, onda M(N 2)=28 g/mol.

Eksperimentalno je utvrđeno da je u normalnim uslovima gustina azota 1,25 g/litar.

Zamijenimo ovu vrijednost u standardnu ​​formulu, poznatu iz školskog kursa fizike, gdje:

• V je zapremina gasa;
• m je masa gasa;
• ρ je gustina gasa.

Nalazimo da je molarni volumen azota u normalnim uslovima

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

Ispostavilo se da jedan mol dušika zauzima 22,4 litre.

Ako izvršite takvu operaciju sa svim postojećim plinovitim tvarima, možete doći do nevjerovatnog zaključka: volumen bilo kojeg plina u normalnim uvjetima je 22,4 litre. Bez obzira o kojoj vrsti gasa je reč, kakva je njegova struktura i fizičko-hemijske karakteristike, jedan mol ovog gasa zauzimaće zapreminu od 22,4 litara.

Molarna zapremina gasa je jedna od najvažnijih konstanti u hemiji. Ova konstanta omogućava rešavanje mnogih hemijskih problema vezanih za merenje svojstava gasova u normalnim uslovima.

Rezultati

Molekularna težina gasovitih supstanci je važna u određivanju količine supstance. A ako istraživač zna količinu supstance određenog gasa, može odrediti masu ili zapreminu takvog gasa. Za isti deo gasovite supstance istovremeno su zadovoljeni sledeći uslovi:

ν = m/ M ν= V/ V m.

Ako uklonimo konstantu ν, možemo izjednačiti ova dva izraza:

Na taj način možete izračunati masu jednog dijela supstance i njen volumen, a postaje poznata i molekulska masa ispitivane supstance. Koristeći ovu formulu, možete lako izračunati omjer volumena i mase. Kada se ova formula svede na oblik M= m V m /V, molarna masa željenog spoja će postati poznata. Da bi se izračunala ova vrijednost, dovoljno je znati masu i zapreminu plina koji se proučava.

Treba imati na umu da je striktna korespondencija između stvarne molekularne težine tvari i one pronađene pomoću formule nemoguća. Svaki plin sadrži puno nečistoća i aditiva koji čine određene promjene u njegovoj strukturi i utiču na određivanje njegove mase. Ali ove fluktuacije unose promjene na treću ili četvrtu decimalu u pronađenom rezultatu. Stoga su za školske probleme i eksperimente dobijeni rezultati prilično uvjerljivi.