Unitatea internațională de masă atomică este egală cu 1/12 din masa izotopului 12C, izotopul principal al carbonului natural.

1 amu = 1/12 m (12C) = 1,66057 10-24 g

Masa atomică relativă (Ar) este o mărime adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom al unui element (ținând cont de procentul de izotopi din natură) și 1/12 din masa unui atom de 12C.

Masa medie absolută a unui atom (m) este egală cu masa atomică relativă înmulțită cu amu.

(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 g

Masa moleculară relativă (Mr) este o mărime adimensională care arată de câte ori masa unei molecule dintr-o anumită substanță este mai mare de 1/12 din masa unui atom de carbon 12C.

Mg = mg / (1/12 ma(12C))

mr este masa unei molecule dintr-o substanță dată;

ma(12C) este masa atomului de carbon 12C.

Mg = Σ Ag(e). Masa moleculară relativă a unei substanțe este egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor elementelor, ținând cont de indici.

Mg (B2O3) \u003d 2 Ar (B) + 3 Ar (O) \u003d 2 11 + 3 16 \u003d 70

Mg(KAl(SO4)2) = 1 Ar(K) + 1 Ar(Al) + 1 2 Ar(S) + 2 4 Ar(O) =

1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258

Masa absolută a unei molecule este egală cu masa moleculară relativă multiplicată cu amu. Numărul de atomi și molecule din probele obișnuite de substanțe este foarte mare, prin urmare, atunci când se caracterizează cantitatea unei substanțe, se folosește o unitate specială de măsură - molul.

Cantitatea de substanță, mol. Înseamnă un anumit număr de elemente structurale (molecule, atomi, ioni). Notat cu ν, măsurat în moli. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține atâtea particule câte atomi există în 12 g de carbon. Numărul Avogadro diQuaregna (NA). Numărul de particule dintr-un mol de orice substanță este același și este egal cu 6,02 1023. (constanta lui Avogadro are o dimensiune de mol-1).

Câte molecule sunt în 6,4 g de sulf? Greutatea moleculară a sulfului este de 32 g/mol. Determinăm cantitatea de g/mol de substanță în 6,4 g de sulf:

ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol

Să determinăm numărul de unități structurale (molecule) folosind constanta NA a lui Avogadro

N(s) = ν(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023

Masa molară arată masa a 1 mol dintr-o substanță (notat M).

Masa molară a unei substanțe este egală cu raportul dintre masa substanței și cantitatea corespunzătoare de substanță.

Masa molară a unei substanțe este numeric egală cu masa sa moleculară relativă, cu toate acestea, prima cantitate are dimensiunea g/mol, iar a doua este adimensională.

M = NA m(1 moleculă) = NA Mg 1 a.m.u. = (NA 1 amu) Mg = Mg

Aceasta înseamnă că dacă masa unei anumite molecule este, de exemplu, 80 amu. (SO3), atunci masa unui mol de molecule este egală cu 80 g. Constanta lui Avogadro este un coeficient de proporționalitate care asigură trecerea de la relațiile moleculare la cele molare. Toate afirmatiile referitoare la molecule raman valabile pentru moli (cu inlocuirea, daca este cazul, a amu cu g).De exemplu, ecuatia reactiei: 2Na + Cl2 → 2NaCl, inseamna ca doi atomi de sodiu reactioneaza cu o molecula de clor sau ca acelasi lucru, doi moli de sodiu reacţionează cu un mol de clor.

Stoichiometria. Legea conservării masei substanțelor. Legea constanței compoziției substanțelor cu structură moleculară. Legea lui Avogadro și consecințele din aceasta.

Stoichiometria(din greaca vecheστοιχειον „element” + μετρειν „măsură”) - secțiune chimie despre raporturile de reactivi în reacții chimice.

Vă permite să calculați teoretic volumele necesare reactivi.

Legea Constanței Compoziției a fost descoperit de omul de știință francez Louis Jeanne Prousteau în 1799 și este formulat:

Orice substanță pură are o compoziție calitativă și cantitativă constantă, indiferent de locația sa în natură și de metoda de producție în industrie.

De exemplu: H 2 O a) compoziţia calitativă - elementele H şi O

b) compoziția cantitativă – doi atomi de hidrogen H, un atom de oxigen O.

Apa poate fi obtinuta:

1. 2H 2 + O 2 = 2H 2 O - reacția compusului.

2. Cu(OH) 2 t°C H 2 O + CuO – reacție de descompunere.

3. HCl + NaOH = H 2 O + NaCl – reacție de neutralizare.

Semnificația legii constanței compoziției:

· În baza legii, s-au diferențiat conceptele de „compus chimic” și „amestec de substanțe”.

· Pe baza legii se pot face diverse calcule practice.

Legea conservării masei materiei a fost descoperit de M.V. Lomonosov în 1748 și este formulat.

Masa relativă atomică și relativă moleculară. Mol. numărul lui Avogadro

Metodele moderne de cercetare fac posibilă determinarea cu mare precizie a maselor atomice extrem de mici. Deci, de exemplu, masa unui atom de hidrogen este de 1,674 x 10 27 kg, oxigen - 2,667 x 10 -26 kg, carbon - 1,993 x 10 26 kg. În chimie, nu se folosesc valori absolute ale maselor atomice, ci cele relative. În 1961, unitatea de masă atomică a fost adoptată ca unitate de masă atomică (abreviată a.m.u.), care reprezintă „/12 din masa unui atom al izotopului de carbon „C”. Majoritatea elementelor chimice au atomi cu mase diferite. Prin urmare, masa atomică relativă a unui element chimic este o valoare egală cu raportul dintre masa medie a unui atom din compoziția izotopică naturală a elementului și 1/12 din masa unui atom de carbon 12C. Masele atomice relative ale elementelor sunt notate cu A, unde indicele r este litera inițială a cuvântului englez relative. Intrările Ar(H), Ar(0), Ar(C) înseamnă: masa atomică relativă a hidrogenului, masa atomică relativă a oxigenului, masa atomică relativă a carbonului. De exemplu, Ar(H) = 1,6747x 10-27 = 1,0079; 1/12 x 1.993 x 10 -26

Masa atomică relativă este una dintre principalele caracteristici ale unui element chimic. Masa moleculară relativă M a unei substanțe este o valoare egală cu raportul dintre masa medie a unei molecule din compoziția izotopică naturală a unei substanțe și 1/12 din masa unui atom de carbon 12C. În locul termenului „atribuie masa atomică”, poate fi folosit termenul „masă atomică”. Greutatea moleculară relativă este numeric egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula substanței. Este ușor de calculat folosind formula substanței. De exemplu, Mg(H2O) este compus din 2Ar(H) = 2 1,00797 = 2,01594 Ar(0) = 1x15, 9994 = 15,9994

Mr (H2O) \u003d 18,01534 Aceasta înseamnă că raportul dintre greutatea moleculară a apei este 18,01534, rotunjit, 18. Raportul dintre greutatea moleculară arată cât de mult masa unei molecule a unei substanțe date este mai mare de 1/12 din masa unui atom C +12. Deci, greutatea moleculară a apei este 18. Aceasta înseamnă că masa unei molecule de apă este de 18 ori mai mare decât 1/12 din masa unui atom de C +12. Masa moleculară este una dintre principalele caracteristici ale unei substanțe. Molie. Masă molară. Sistemul Internațional de Unități (SI) folosește mol ca unitate de măsură a unei substanțe. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale (molecule, atomi, ioni, electroni și altele) câte atomi există în 0,012 kg din izotopul de carbon C +12. Cunoscând masa unui atom de carbon (1,993 10-26 kg), puteți calcula numărul de atomi de NA în 0,012 kg de carbon: NA \u003d 0,012 kg / mol \u003d 1,993 x 10-26 kg 6,02 x 1023 unități / mol .

Acest număr se numește constanta Avogadro (denumirea HA, dimensiunea 1/mol), arată numărul de unități structurale dintr-un mol de orice substanță. Masa molară este o valoare egală cu raportul dintre masa unei substanțe și cantitatea de substanță. Are dimensiunea kg/mol sau g/mol; de obicei se notează cu litera M. Masa molară a unei substanțe este ușor de calculat, cunoscând masa moleculei. Deci, dacă masa unei molecule de apă este de 2,99x10-26, kg, atunci masa molară Mr (H2O) \u003d 2,99 10-26 kg 6,02 1023 1 / mol \u003d 0,018 kg / mol sau 18 g / mol. În general, masa molară a unei substanțe, exprimată în g/mol, este numeric egală cu masa relativă atomică sau moleculară relativă a acestei substanțe. -De exemplu, masele atomice și moleculare relative ale lui C, Fe, O, H 2O sunt respectiv 12, 56, 32,18, iar masele lor molare sunt respectiv 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol, 18 g. / mol. Masa molară poate fi calculată pentru substanțe atât în ​​stare moleculară, cât și în stare atomică. De exemplu, masa moleculară relativă a hidrogenului este Mr (H 2) = 2, iar masa atomică relativă a hidrogenului este A (H) = 1. Cantitatea de substanță, determinată de numărul de unități structurale (HA), este același în ambele cazuri - 1 mol. Cu toate acestea, masa molară a hidrogenului molecular este de 2 g/mol, iar masa molară a hidrogenului atomic este de 1 g/mol. Un mol de atomi, molecule sau ioni conține un număr dintre aceste particule egal cu constanta lui Avogadro, de exemplu

1 mol de C +12 atomi = 6,02 1023 C +12 atomi

1 mol de molecule de H 2 O = 6,02 1023 molecule de H 2 O

1 mol de ioni S0 4 2- = 6,02 1023 ioni S0 4 2-

Masa și cantitatea unei substanțe sunt concepte diferite. Masa este exprimată în kilograme (grame), iar cantitatea unei substanțe este exprimată în moli. Există relații simple între masa unei substanțe (t, g), cantitatea de substanță (n, mol) și masa molară (M, g/mol): m=nM, n=m/M M=m/n Folosind aceste formule, este ușor să calculați masa unei anumite cantități de substanță sau să determinați cantitatea unei substanțe într-o cantitate cunoscută a acesteia sau să găsiți masa molară a unei substanțe.

Pentru a măsura masa unui atom, se folosește masa atomică relativă, care este exprimată în unități de masă atomică (amu). Masa moleculară relativă este suma maselor atomice relative ale substanțelor.

Concepte

Pentru a înțelege ce este masa atomică relativă în chimie, ar trebui să înțelegeți că masa absolută a unui atom este prea mică pentru a fi exprimată în grame, cu atât mai puțin în kilograme. Prin urmare, în chimia modernă, 1/12 din masa carbonului este luată ca unitate de masă atomică (amu). Masa atomică relativă este egală cu raportul dintre masa absolută și 1/12 din masa absolută a carbonului. Cu alte cuvinte, masa relativă reflectă de câte ori masa unui atom dintr-o anumită substanță depășește 1/12 din masa unui atom de carbon. De exemplu, masa relativă a azotului este 14, adică atomul de azot conține 14 a. e.m. sau de 14 ori mai mult decât 1/12 dintr-un atom de carbon.

Orez. 1. Atomi și molecule.

Dintre toate elementele, hidrogenul este cel mai ușor, masa sa este de 1 unitate. Cei mai grei atomi au masa de 300 a. mânca.

Masa moleculară este o valoare care indică de câte ori masa unei molecule depășește 1/12 din masa carbonului. Exprimat și în a. e.m.Masa unei molecule este formată din masa atomilor, prin urmare, pentru a calcula masa moleculară relativă este necesar să se însumeze masele atomilor substanței. De exemplu, greutatea moleculară relativă a apei este 18. Această valoare este suma maselor atomice relative a doi atomi de hidrogen (2) și a unui atom de oxigen (16).

Orez. 2. Carbonul în tabelul periodic.

După cum puteți vedea, aceste două concepte au câteva caracteristici comune:

• masele atomice și moleculare relative ale unei substanțe sunt mărimi adimensionale;
• masa atomică relativă se notează A r , masa moleculară - M r ;
• unitatea de măsură este aceeași în ambele cazuri - a. mânca.

Masele molare și moleculare sunt aceleași numeric, dar diferă ca dimensiune. Masa molară este raportul dintre masa unei substanțe și numărul de moli. Ea reflectă masa unui mol, care este egală cu numărul lui Avogadro, adică. 6,02 ⋅ 10 23 . De exemplu, 1 mol de apă cântărește 18 g / mol și M r (H 2 O) \u003d 18 a. e.m. (de 18 ori mai greu decât o unitate de masă atomică).

Cum se calculează

Pentru a exprima matematic masa atomică relativă, ar trebui să se determine că 1/2 parte din carbon sau o unitate de masă atomică este egală cu 1,66⋅10 −24 g. Prin urmare, formula pentru masa atomică relativă este următoarea:

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,

unde m a este masa atomică absolută a substanței.

Masa atomică relativă a elementelor chimice este indicată în tabelul periodic al lui Mendeleev, deci nu trebuie să fie calculată independent atunci când se rezolvă probleme. Masele atomice relative sunt de obicei rotunjite la numere întregi. Excepția este clorul. Masa atomilor săi este de 35,5.

Trebuie remarcat faptul că atunci când se calculează masa atomică relativă a elementelor care au izotopi, se ia în considerare valoarea medie a acestora. Masa atomică în acest caz se calculează după cum urmează:

A r = ΣA r,i n i ,

unde A r,i este masa atomică relativă a izotopilor, n i este conținutul de izotopi din amestecurile naturale.

De exemplu, oxigenul are trei izotopi - 16 O, 17 O, 18 O. Masa lor relativă este 15,995, 16,999, 17,999, iar conținutul lor în amestecuri naturale este de 99,759%, 0,037%, respectiv 0,204%. Împărțind procentele la 100 și înlocuind valorile, obținem:

A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 amu

Referindu-ne la tabelul periodic, este ușor să găsiți această valoare în celula de oxigen.

Orez. 3. Tabel periodic.

Masa moleculară relativă este suma maselor atomilor unei substanțe:

La determinarea valorii masei moleculare relative se iau in considerare indicii de simbol. De exemplu, calcularea masei de H2CO3 este după cum urmează:

M r \u003d 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 \u003d 62 a. mânca.

Cunoscând greutatea moleculară relativă, puteți calcula densitatea relativă a unui gaz din al doilea, adică. determinați de câte ori o substanță gazoasă este mai grea decât a doua. Pentru a face acest lucru, utilizați ecuația D (y) x = M r (x) / M r (y).

Ce am învățat?

Din lecția de clasa a VIII-a am învățat despre masa atomică și moleculară relativă. Unitatea de masă atomică relativă se consideră a fi 1/12 din masa carbonului, egală cu 1,66⋅10 −24 g. Pentru a calcula masa, este necesar să se împartă masa atomică absolută a substanței la unitatea de masă atomică. (amu). Valoarea masei atomice relative este indicată în tabelul periodic al lui Mendeleev în fiecare celulă a elementului. Masa moleculară a unei substanțe este suma maselor atomice relative ale elementelor.

Test pe tema

Raport de evaluare

Rata medie: 4.6. Evaluări totale primite: 177.

Masele atomice și moleculare

CONCEPTE ȘI LEGILE CHIMICE DE BAZĂ. STĂRI MATERIEI

Chimia este știința substanțelor și a transformărilor lor

Substanţă– un tip de materie format din particule discrete cu masă în repaus (atomi, molecule, ioni). Modul de existență al materiei - circulaţie .

Legea fundamentală a naturii este legea indestructibilității materiei și a mișcării rezultate legea conservării masei deschis de M.V. Lomonosov în 1748 și publicat în 1760: masa substanţelor care au reacţionat este egală cu masa substanţelor formate în urma reacţiei.

Știința atomo-moleculară

M.V. Lomonosov este, de asemenea, creatorul teoriei atomo-moleculare, pe care a formulat-o în 1741.

Principalele prevederi ale doctrinei atomice și moleculare:

1) Toate substanțele constau din molecule, între care există goluri. Moleculă - cea mai mică particulă dintr-o substanță care are proprietățile sale chimice.

2) Moleculele constau din atomi care se combină între ei în anumite proporții.

Atom– cea mai mică particulă a unui element chimic din compoziția substanțelor simple și complexe, indivizibile din punct de vedere chimic.

3) Moleculele și atomii sunt în mișcare continuă.

4) Atomii se caracterizează printr-o anumită masă și dimensiune.

5) Elemente diferite corespund unor atomi diferiți ( element – tipul de atomi).

6) Moleculele de substanțe simple constau din atomi identici, iar moleculele de substanțe complexe constau din alții diferiți.

Legea Constanței Compoziției

Descoperirea legii conservării masei a marcat trecerea chimiei la metodele de cercetare cantitativă. Compoziția multor substanțe a fost studiată și legea constanței compoziției a fost stabilită în 1799-1807. J. Proust : fiecare substanță pură, indiferent de metodele de preparare și de localizare în natură, are o compoziție calitativă și cantitativă constantă.

Legea multiplilor primi

Din legea constanței compoziției rezultă că atunci când se formează o substanță complexă, elementele sunt combinate între ele în anumite rapoarte de greutate. Multe elemente se pot combina între ele în mai multe rapoarte de greutate diferite și astfel formează substanțe diferite (CO, CO 2). În moleculele CO și CO2, N2O, NO și NO2, compoziția se modifică brusc, și nu treptat, ceea ce indică o structură discretă a substanței. Această lege, confirmată de experiență, a fost prima dovadă realitatea existenţei atomilor.

Masele atomice și moleculare

Atomii și moleculele au mase absolute de ordinul 10 –24 –10 –21 g, care sunt incomode pentru comparație, astfel încât chimiștii folosesc valori relative ale maselor atomice. Conceptul de masă atomică relativă a fost introdus de J. Dalton în 1803. El a luat masa celui mai ușor atom, hidrogenul, ca unitate de masă. În prezent, masa de 1/12 din masa unui atom de carbon al izotopului 12 C, egală cu 1,66043 × 10 –24 g, este acceptată ca standard.

Atomică relativă (A r) greutate arată de câte ori un atom dat este mai greu decât 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C.

Folosind valoarea capacitatea termică specifică, care este ușor de determinat experimental ( raportul dintre cantitatea de căldură primită sau degajată de 1 g dintr-o substanță și modificarea corespunzătoare a temperaturii) puteți găsi o valoare aproximativă a masei atomice. Excepție fac elementele ușoare, în special nemetalele, care au o capacitate termică mult mai mică (beriliu, bor, siliciu, diamant).

În prezent, masele atomice ale elementelor sunt determinate prin spectroscopie de masă. Masele atomilor sunt determinate de deviația traiectoriei ionilor lor care se mișcă într-un câmp magnetic, deoarece mărimea abaterii depinde de raportul dintre masa ionului și sarcina sa.

Greutatea moleculară relativă (M r) arată de câte ori o moleculă dată este mai grea decât 1/12 din masa unui atom de 12 C.

,

(1.4)

Unde m m este masa moleculei.