La massa molare viene misurata. Mol. Massa molare

Nel Sistema Internazionale di Unità (SI), l'unità di quantità di una sostanza è la mole.

Neo - questa è la quantità di una sostanza contenente tante unità strutturali (molecole, atomi, ioni, elettroni, ecc.) quanti sono gli atomi in 0,012 kg dell'isotopo del carbonio 12 C.

Conoscendo la massa di un atomo di carbonio (1,93310 -26 kg), possiamo calcolare il numero di atomi di N A in 0,012 kg di carbonio

N A = 0,012/1,93310 -26 = 6,0210 23 mol -1

Si chiama 6.0210 23 mol -1 Costante di Avogadro(designazione N A, dimensione 1/mol o mol -1). Mostra il numero di unità strutturali in una mole di qualsiasi sostanza.

Massa molare– un valore pari al rapporto tra la massa di una sostanza e la quantità di sostanza. Ha la dimensione kg/mol o g/mol. Di solito è indicato con M.

In generale, la massa molare di una sostanza, espressa in g/mol, è numericamente uguale alla massa atomica relativa (A) o molecolare relativa (M) di tale sostanza. Ad esempio, le masse atomiche e molecolari relative di C, Fe, O 2, H 2 O sono rispettivamente 12, 56, 32, 18, e le loro masse molari sono rispettivamente 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol , 18 g/mol.

Va notato che massa e quantità di una sostanza sono concetti diversi. La massa è espressa in chilogrammi (grammi) e la quantità di sostanza è espressa in moli. Esistono relazioni semplici tra la massa di una sostanza (m, g), la quantità di sostanza (ν, mol) e la massa molare (M, g/mol)

m = νM; ν = m/M; M = m/v.

Utilizzando queste formule, è facile calcolare la massa di una certa quantità di una sostanza, determinare il numero di moli di una sostanza in una massa nota o trovare la massa molare di una sostanza.

Masse atomiche e molecolari relative

In chimica, tradizionalmente usano valori di massa relativi piuttosto che assoluti. Dal 1961, l'unità di massa atomica (abbreviata a.m.u.), che corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12, cioè l'isotopo del carbonio 12C, è stata adottata come unità di massa atomica relativa.

Peso molecolare relativo(M r) di una sostanza è un valore pari al rapporto tra la massa media di una molecola della composizione isotopica naturale della sostanza e 1/12 della massa di un atomo di carbonio 12 C.

La massa molecolare relativa è numericamente uguale alla somma delle masse atomiche relative di tutti gli atomi che compongono la molecola e può essere facilmente calcolata utilizzando la formula della sostanza, ad esempio la formula della sostanza è B x D y C z , Poi

Mr = xA B + yA D + zA C.

La massa molecolare ha la dimensione a.m.u. ed è numericamente uguale alla massa molare (g/mol).

Leggi sui gas

Lo stato di un gas è completamente caratterizzato dalla sua temperatura, pressione, volume, massa e massa molare. Le leggi che collegano questi parametri sono molto vicine per tutti i gas e assolutamente precise per gas ideale , in cui non c'è completamente alcuna interazione tra le particelle e le cui particelle sono punti materiali.

I primi studi quantitativi sulle reazioni tra gas appartenevano allo scienziato francese Gay-Lussac. È l'autore delle leggi sulla dilatazione termica dei gas e della legge dei rapporti volumetrici. Queste leggi furono spiegate nel 1811 dal fisico italiano A. Avogadro. Legge di Avogadro - uno degli importanti principi di base della chimica, in cui si afferma che “ volumi uguali di gas diversi presi alla stessa temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole».

Conseguenze dalla legge di Avogadro:

1) le molecole degli atomi più semplici sono biatomiche (H 2 , DI 2 eccetera.);

2) lo stesso numero di molecole di gas diversi nelle stesse condizioni occupano lo stesso volume.

3) in condizioni normali, una mole di qualsiasi gas occupa un volume pari a 22,4 dm 3 (l). Questo volume si chiama molarevolume di gas(V o) (condizioni normali - t o = 0 °C oppure

T o = 273 K, P o = 101325 Pa = 101.325 kPa = 760 mm. rt. Arte. = 1 atm).

4) una mole di qualsiasi sostanza e un atomo di qualsiasi elemento, indipendentemente dalle condizioni e dallo stato di aggregazione, contiene lo stesso numero di molecole. Questo Numero di Avogadro (costante di Avogadro) - è stato stabilito sperimentalmente che tale numero è pari a

N UN = 6,02213∙10 23 (molecole).

Così: per i gas 1 mol – 22,4 dm 3 (l) – 6.023∙10 23 molecole – M, g/mol ;

per sostanza 1 mole – 6.023∙10 23 molecole – M, g/mol.

Secondo la legge di Avogadro: alla stessa pressione e alle stesse temperature, le masse (m) di volumi uguali di gas sono legate come le loro masse molari (M)

m1 /m2 = M1 /M2 = D,

dove D è la densità relativa del primo gas rispetto al secondo.

Secondo legge di R. Boyle – E. Mariotte , a temperatura costante, la pressione prodotta da una data massa di gas è inversamente proporzionale al volume del gas

P o /P 1 = V 1 /V o oppure PV = cost.

Ciò significa che all’aumentare della pressione il volume del gas diminuisce. Questa legge fu formulata per la prima volta nel 1662 da R. Boyle. Poiché anche lo scienziato francese E. Marriott è stato coinvolto nella sua creazione, in paesi diversi dall'Inghilterra viene chiamata questa legge doppio nome. Rappresenta un caso particolare legge dei gas ideali(che descrive un ipotetico gas che obbedisce idealmente a tutte le leggi del comportamento dei gas).

Di Legge di J. Gay-Lussac : a pressione costante, il volume del gas cambia in modo direttamente proporzionale alla temperatura assoluta (T)

V 1 /T 1 = V o /T o oppure V/T = cost.

La relazione tra volume, pressione e temperatura del gas può essere espressa da un'equazione generale che combina le leggi di Boyle-Mariotte e Gay-Lussac ( legge del gas unita)

PV/T=P o V o /T o,

dove P e V sono la pressione e il volume del gas ad una data temperatura T; P o e V o - pressione e volume del gas in condizioni normali (n.s.).

Equazione di Mendeleev-Clapeyron (equazione di stato di un gas ideale) stabilisce il rapporto tra massa (m, kg), temperatura (T, K), pressione (P, Pa) e volume (V, m 3) di un gas con la sua massa molare ( M, kg/mol)

dove R è la costante universale dei gas, pari a 8,314 J/(mol K). Inoltre, la costante dei gas ha altri due valori: P – mmHg, V - cm 3 (ml), R = 62400 ;

R – bancomat, V – dm 3 (l), R = 0,082 .

Pressione parziale (lat. parzialis- parziale, dal lat. par- parte) - la pressione di un singolo componente della miscela di gas. La pressione totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali dei suoi componenti.

La pressione parziale di un gas disciolto in un liquido è la pressione parziale del gas che si formerebbe nella fase di formazione del gas in uno stato di equilibrio con il liquido alla stessa temperatura. La pressione parziale di un gas viene misurata come l'attività termodinamica delle molecole del gas. I gas fluiranno sempre da un'area ad alta pressione parziale a un'area a pressione inferiore; e con cosa più differenza, più veloce sarà il flusso. I gas si dissolvono, diffondono e reagiscono in base alla loro pressione parziale e non dipendono necessariamente dalla concentrazione nella miscela di gas. La legge di addizione delle pressioni parziali fu formulata nel 1801 da J. Dalton. Allo stesso tempo, la giustificazione teorica corretta, basata sulla teoria cinetica molecolare, è stata fatta molto più tardi. Le leggi di Dalton - due leggi fisiche che determinano la pressione totale e la solubilità di una miscela di gas e furono da lui formulate all'inizio del XIX secolo.

Il testo dell'opera è pubblicato senza immagini e formule.
Versione completa il lavoro è disponibile nella scheda "File di lavoro" in formato PDF

introduzione

Quando si studia chimica e fisica, concetti come "atomo", "masse atomiche e molari relative" svolgono un ruolo importante elemento chimico" Sembrerebbe che da molto tempo non sia stato scoperto nulla di nuovo in quest'area. Tuttavia, l’Unione Internazionale di Chimica Pura e Applicata (IUPAC) aggiorna annualmente i valori delle masse atomiche degli elementi chimici. Negli ultimi 20 anni sono state modificate le masse atomiche di 36 elementi, 18 dei quali non hanno isotopi.

Prendendo parte al round russo a tempo pieno delle Olimpiadi di scienze naturali, ci è stato offerto il seguente compito: "Suggerire un modo per determinare la massa molare di una sostanza in un laboratorio scolastico".

Questo compito era puramente teorico e l'ho completato con successo. Così ho deciso di calcolare sperimentalmente, in un laboratorio scolastico, la massa molare di una sostanza.

Bersaglio:

Determinare sperimentalmente la massa molare di una sostanza in un laboratorio scolastico.

Compiti:

Esplorare letteratura scientifica, che spiega come calcolare le masse atomiche e molari relative.

Determinare sperimentalmente la massa molare di una sostanza allo stato gassoso e solido utilizzando metodi fisici.

Trarre conclusioni.

II. Parte principale

Concetti basilari:

Massa atomica relativaè la massa di un elemento chimico espressa in unità di massa atomica (amu). Per 1 amu È accettato 1/12 della massa dell'isotopo del carbonio con un peso atomico di 12 1 amu = 1,6605655·10 -27 kg.

Massa atomica relativa: mostra quante volte la massa di un dato atomo di un elemento chimico è maggiore di 1/12 della massa dell'isotopo 12C.

Isotopi- atomi di uno stesso elemento chimico che hanno un numero diverso di neutroni e lo stesso numero di protoni nel nucleo, aventi quindi masse atomiche relative diverse.

Massa molare della sostanza - questa massa di una sostanza presa in una quantità di 1 mol.

1 talpa - Questa è la quantità di sostanza che contiene lo stesso numero di atomi (molecole) presenti in 12 g di carbonio.

Capacità termica specifica di una sostanzaè una quantità fisica che mostra quanto calore deve essere impartito a un oggetto di 1 kg per cambiare la sua temperatura di 1 0 C.

Capacità termica-È il prodotto del calore specifico di una sostanza per la sua massa.

Storia della determinazione delle masse atomiche degli elementi chimici:

Dopo aver analizzato varie fonti di letteratura sulla storia della determinazione delle masse atomiche relative di vari elementi chimici, ho deciso di riassumere i dati in una tabella, il che è abbastanza conveniente, perché V varie fonti le informazioni bibliografiche sono fornite in modo vago:

Nome completo dello scienziato, anno	Contributi allo studio e alla determinazione delle masse atomiche relative	Nota
Giovanni Dalton	È chiaro che è impossibile pesare direttamente gli atomi. Dalton parlava solo del "rapporto tra i pesi delle particelle più piccole di corpi gassosi e di altri corpi", cioè delle loro masse relative. Dalton prese la massa dell'atomo di idrogeno come unità di massa e, per trovare le masse di altri atomi, usò le composizioni percentuali di vari composti dell'idrogeno con altri elementi trovate da diversi ricercatori. Dalton compilò la prima tabella al mondo delle masse atomiche relative di alcuni elementi.
William Prout (inglese)	Egli suggerì che dall'elemento più leggero, l'idrogeno, tutti gli altri elementi potessero formarsi attraverso la condensazione. In questo caso, le masse atomiche di tutti gli elementi devono essere multipli della massa dell'atomo di idrogeno. Per un'unità massa atomica ha suggerito di scegliere l'idrogeno.	Solo successivamente Negli ultimi anni si è scoperto che l’ipotesi di Prout è stata effettivamente confermata Si diceva: tutti gli elementi si sono effettivamente formati durante l'esplosione di supernova dai nuclei degli atomi di idrogeno: protoni e neutroni.
1819 Dulong P.I., A.T.Pti:	Regola del pollice: prodotto tra massa atomica e capacità termica- il valore è costante. La regola è ancora utilizzata per determinare la massa atomica relativa di alcune sostanze	Berzelius, basandosi sulla regola, corresse alcune masse atomiche dei metalli
Stas, Richards	Chiarimento sulla massa atomica relativa di alcuni elementi.
S. Ca-nizzaro	Determinazione della massa atomica relativa di alcuni elementi determinando le masse molecolari relative note dei composti volatili degli elementi
Stas, Belgio	Propose di cambiare l'unità di massa atomica e di scegliere l'atomo di ossigeno come nuovo standard. La massa dell'atomo di ossigeno fu considerata pari a 16.000; l'unità di misura divenne 1/16 di questa massa di ossigeno.
	Confutazione completa dell'ipotesi di Prout basata sulla determinazione del rapporto di massa degli elementi chimici in alcuni composti
D.I.Mendeleev	Basandosi sulla tavola periodica, determinò e corresse le masse atomiche relative di alcuni elementi chimici conosciuti e non ancora scoperti.
	Fu approvata la cosiddetta scala dell'ossigeno, dove la massa di un atomo di ossigeno fu presa come standard
Teodoro William Richards	All'inizio del 20 ° secolo. determinò in modo molto accurato le masse atomiche di 25 elementi chimici e corresse errori precedentemente commessi da altri chimici.
	È stato creato uno spettrografo di massa per determinare le masse atomiche relative
	L'unità di massa atomica (amu) è stata considerata pari a 1/12 della massa dell'isotopo di carbonio 12C (unità di carbonio). (1 amu, o 1D (dalton), in unità di massa SI è 1,6605710-27 kg.)

Conoscendo la massa atomica relativa di un atomo, possiamo determinare la massa molare di una sostanza: M= Ar·10̄ ³ kg/mol

Metodi per determinare le masse molecolari degli elementi:

La massa atomica e molecolare può essere determinata con metodi fisici o chimici. I metodi chimici differiscono in quanto ad un certo punto non coinvolgono gli atomi stessi, ma le loro combinazioni.

Metodi fisici:

1 modo. Legge di Dulog e Petit

Nel 1819, Dulong, insieme ad A.T. Petit, stabilì la legge della capacità termica dei solidi, secondo la quale il prodotto delle capacità termiche specifiche dei solidi semplici e la massa atomica relativa degli elementi costitutivi è un valore approssimativamente costante (in unità di misura moderne pari a circa Сv·Аr = 25.12 J/(g.K)); Oggi questa relazione è chiamata “legge Dulong-Petit”. La legge della capacità termica specifica, rimasta a lungo inosservata dai contemporanei, servì successivamente come base per un metodo per la stima approssimativa delle masse atomiche elementi pesanti. Dalla legge di Dulong e Petit segue che dividendo 25,12 per il calore specifico di una sostanza semplice, facilmente determinabile sperimentalmente, si può trovare il valore approssimativo della massa atomica relativa di questo elemento. E conoscendo la massa atomica relativa di un elemento, puoi determinare la massa molare della sostanza.

Ì=Ìr·10̵ ³ kg/mol

SU stato iniziale Con lo sviluppo della fisica e della chimica, la capacità termica specifica di un elemento divenne più facile da determinare rispetto a molti altri parametri, pertanto, utilizzando questa legge, furono stabiliti valori approssimativi della MASSA ATOMICA RELATIVA.

Significa, Ar=25,12/s

c è la capacità termica specifica della sostanza

Per determinare la capacità termica specifica di un solido, eseguiamo il seguente esperimento:

Q1=c1m1(t-t1), dove Q1 è la quantità di calore ceduto dall'acqua come risultato dello scambio termico, c1 -calore specifico acqua (valore tabellare), m1 - massa d'acqua, t - temperatura finale, t 1 - temperatura iniziale dell'acqua, Q2=c2m2(t-t2), dove Q2 è la quantità di calore ricevuta da un corpo solido a seguito dello scambio termico, c2 è la capacità termica specifica della sostanza (da determinare), m2 è la massa della sostanza, t 2 è la temperatura iniziale del corpo oggetto di studio, perché L’equazione del bilancio termico ha la forma: Q1 + Q2 = 0 ,

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

						s, J/ (kg 0 K)

Valore medio massa atomica relativa si sono rivelate sostanze

Ar = 26,5 amu

Quindi, massa molare a è uguale a M =0,0265 kg/mol.

Corpo solido - barra in alluminio

Metodo 2. Calcoliamo la massa molare dell'aria.

Utilizzando la condizione di equilibrio del sistema si può anche calcolare la massa molare di una sostanza, ad esempio un gas, ad esempio l'aria.

Fa = Ffilo(La forza di Archimede agisce su Palloncinoè bilanciato dalla forza di gravità totale che agisce sul guscio della palla, dal gas presente nella palla e dal carico sospeso alla palla.). Naturalmente, considerando che la palla è sospesa in aria (non sale né scende).

Fa- Forza di Archimede che agisce su una palla in aria

Fa =ρвg Vш

ρв - densità dell'aria

F1- la forza di gravità che agisce sul guscio della palla e sul gas (elio) situato all'interno della palla

F1=mob g + mgel g

F2- la forza di gravità agente sul carico

F2=mgg

Otteniamo la formula: ρвg Vш= mob g + mgel g + mg g (1)

Usiamo la formula di Mendeleev-Clapeyron per calcolare la massa molare dell'aria:

Esprimiamo la massa molare dell'aria:

Nell'equazione (3) sostituiamo l'equazione (2) al posto della densità dell'aria. Quindi, abbiamo una formula per calcolare la massa molare dell'aria:

Pertanto, per trovare la massa molare dell'aria, è necessario misurare:

1) peso del carico

2) massa di elio

3) massa del guscio

4) temperatura dell'aria

5) pressione dell'aria (pressione atmosferica)

6) volume della palla

R- costante universale dei gas, R=8,31 J/(mol K)

Il barometro mostrava la pressione atmosferica

pari ra =96000Pa

Temperatura ambiente:

T=23+273=297K

Abbiamo determinato la massa del carico e la massa del guscio della palla utilizzando bilance elettroniche:

mg = 8,02 g

massa del guscio della palla:

massa = 3,15 g

Abbiamo determinato il volume della palla in due modi:

a) la nostra palla si è rivelata rotonda. Misurando la circonferenza della palla in diversi punti, abbiamo determinato il raggio della palla. E poi il suo volume: V=4/3·πR³

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

Vsh= 0,0107m³

b) versare l'acqua nel secchio fino al bordo, dopo averlo posizionato con un vassoio per far defluire l'acqua. Abbiamo abbassato completamente la palla nell'acqua, una parte dell'acqua è stata versata nella vasca sotto il secchio, misurando il volume dell'acqua versata dal secchio, abbiamo determinato il volume Palloncino: Vacqua=Vsh= 0,011m³

(La palla nella foto era più vicina alla fotocamera, quindi sembra più grande)

Quindi, per il calcolo abbiamo preso il valore medio del volume della palla:

Vsh= 0,0109 m³

Determiniamo la massa dell'elio utilizzando l'equazione di Mendeleev-Clapeyron, tenendo conto che la temperatura dell'elio è uguale alla temperatura dell'aria e la pressione dell'elio all'interno della palla è uguale alla pressione atmosferica.

Massa molare dell'elio 0,004 kg/mol:

mgel = 0,00169 kg

Sostituendo tutti i risultati delle misurazioni nella formula (4), otteniamo il valore della massa molare dell'aria:

M= 0,030 kg/mol

(valore della massa molare della tabella

aria 0,029 kg/mol)

Conclusione: In un laboratorio scolastico è possibile determinare la massa atomica relativa di un elemento chimico e la massa molare di una sostanza utilizzando metodi fisici. Avendo fatto questo lavoro, ho imparato molto sui modi per determinare la massa atomica relativa. Naturalmente, molti metodi sono inaccessibili a un laboratorio scolastico, ma, tuttavia, anche utilizzando attrezzature elementari, sono riuscito a determinare sperimentalmente la massa atomica relativa di un elemento chimico e la massa molare di una sostanza utilizzando metodi fisici. Di conseguenza, ho raggiunto lo scopo e gli obiettivi prefissati in questo lavoro.

Elenco della letteratura usata

alhimik.ru

alhimikov.net

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

G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2.Mola, massa molare. Chimica organica: libro di testo web.

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

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

In pratico e chimica teorica esistere e avere significato pratico due concetti come molecolare (spesso viene sostituito dal concetto di peso molecolare, che non è corretto) e massa molare. Entrambe queste quantità dipendono dalla composizione di una sostanza semplice o complessa.

Come determinare o molecolare? Entrambe queste quantità fisiche non possono (o quasi non possono) essere trovate mediante misurazione diretta, ad esempio pesando una sostanza su una bilancia. Sono calcolati in base a formula chimica composti e masse atomiche di tutti gli elementi. Queste quantità sono numericamente uguali, ma differiscono nella dimensione. espresso in unità di massa atomica, che sono una quantità convenzionale e sono designate a. e.m., così come un altro nome: "dalton". Le unità di massa molare sono espresse in g/mol.

Le masse molecolari delle sostanze semplici, le cui molecole sono costituite da un atomo, sono uguali alle loro masse atomiche, che sono indicate nella tavola periodica di Mendeleev. Ad esempio, per:

sodio (Na) - 22,99 a. mangiare.;
ferro (Fe) - 55,85 a. mangiare.;
zolfo (S) - 32.064 a. mangiare.;
Argon (Ar) - 39.948 a. mangiare.;
potassio (K) - 39.102 a. mangiare.

Inoltre, i pesi molecolari delle sostanze semplici, le cui molecole sono costituite da diversi atomi di un elemento chimico, sono calcolati come il prodotto della massa atomica dell'elemento per il numero di atomi nella molecola. Ad esempio, per:

ossigeno (O2) - 16. 2 = 32 a. mangiare.;
azoto (N2) - 14,2 = 28 a. mangiare.;
cloro (Cl2) - 35. 2 = 70 a. mangiare.;
ozono (O3) - 16. 3 = 48 a. mangiare.

Le masse molecolari si calcolano sommando il prodotto della massa atomica e il numero di atomi di ciascun elemento compreso nella molecola. Ad esempio, per:

(HCl) - 2 + 35 = 37 a. mangiare.;
(CO) - 12 + 16 = 28 a. mangiare.;
anidride carbonica (CO2) - 12 + 16. 2 = 44 a. mangiare.

Ma come trovare la massa molare delle sostanze?

Questo non è difficile da fare, poiché è la massa di una quantità unitaria di una particolare sostanza, espressa in moli. Cioè, se la massa molecolare calcolata di ciascuna sostanza viene moltiplicata per un valore costante pari a 1 g/mol, si otterrà la sua massa molare. Ad esempio, come si trova la massa molare (CO2)? Ne consegue (12 + 16,2).1 g/mol = 44 g/mol, cioè MCO2 = 44 g/mol. Per le sostanze semplici, molecole che contengono un solo atomo dell'elemento, questo indicatore, espresso in g/mol, coincide numericamente con la massa atomica dell'elemento. Ad esempio, per lo zolfo MS = 32,064 g/mol. Come trovare la massa molare di una sostanza semplice, la cui molecola è composta da diversi atomi, può essere considerata usando l'esempio dell'ossigeno: MO2 = 16. 2 = 32 g/mol.

Qui sono stati forniti esempi di semplici o specifici sostanze complesse. Ma è possibile e come trovare la massa molare di un prodotto composto da più componenti? Come la massa molecolare, la massa molare di una miscela multicomponente è una quantità additiva. È la somma dei prodotti della massa molare di un componente e della sua quota nella miscela: M = ∑Mi. Xi, cioè è possibile calcolare sia la massa molecolare media che quella molare media.

Prendendo l'esempio dell'aria, che contiene circa il 75,5% di azoto, il 23,15% di ossigeno, l'1,29% di argon e lo 0,046% di anidride carbonica (le restanti impurità, contenute in quantità minori, possono essere trascurate): Mair = 28. 0,755 + 32. 0,2315 + 40 . 0,129+44. 0,00046 = 29,08424 g/mol ≈ 29 g/mol.

Come trovare la massa molare di una sostanza se l'accuratezza della determinazione delle masse atomiche indicate nella tavola periodica è diversa? Per alcuni elementi è indicato con una precisione di decimi, per altri con una precisione di centesimi, per altri - per millesimi e per elementi come il radon - per quelli interi, per il manganese - per decimillesimi.

Quando si calcola la massa molare, non ha senso eseguire calcoli con una precisione maggiore rispetto ai decimi, poiché hanno uso pratico quando la purezza di noi stessi sostanze chimiche o i reagenti introdurranno un errore significativo. Tutti questi calcoli sono approssimativi. Ma laddove i chimici richiedono maggiore precisione, vengono apportate le opportune correzioni utilizzando determinate procedure: viene stabilito il titolo della soluzione, vengono effettuate calibrazioni utilizzando campioni standard, ecc.

Per fare ciò, devi sommare le masse di tutti gli atomi di questa molecola.

Esempio 1. In una molecola d'acqua H2O ci sono 2 atomi di idrogeno e 1 atomo di ossigeno. Massa atomica dell'idrogeno = 1 e dell'ossigeno = 16. Pertanto, la massa molecolare dell'acqua è 1 + 1 + 16 = 18 unità di massa atomica e la massa molare dell'acqua = 18 g/mol.

Esempio 2. In una molecola di acido solforico H 2 SO 4 ci sono 2 atomi di idrogeno, 1 atomo di zolfo e 4 atomi di ossigeno. Pertanto, la massa molecolare di questa sostanza sarà 1 2 + 32 + 4 16 = 98 amu e la massa molare sarà 98 g/mol.

Esempio 3. Nella molecola del solfato di alluminio Al 2 (SO 4) 3 ci sono 2 atomi di alluminio, 3 atomi di zolfo e 12 atomi di ossigeno. La massa molecolare di questa sostanza è 27 · 2 + 32 · 3 + 16 · 12 = 342 amu e la massa molare è 342 g/mol.

Talpa, massa molare

La massa molare è il rapporto tra la massa di una sostanza e la quantità di sostanza, cioè M(x) = m(x)/n(x), (1)

dove M(x) è la massa molare della sostanza X, m(x) è la massa della sostanza X, n(x) è la quantità di sostanza X.

L'unità SI per la massa molare è kg/mol, ma l'unità comunemente usata è g/mol. Unità di massa - g, kg.

L'unità SI per la quantità di una sostanza è la mole.

Una mole è la quantità di una sostanza che contiene 6.02·10 23 molecole di questa sostanza.

Qualsiasi problema in chimica viene risolto attraverso la quantità di una sostanza. È necessario ricordare le formule di base:

n(x) =m(x)/ M(x)

oppure la formula generale: n(x) =m(x)/M(x) = V(x)/Vm = N/N A, (2)

dove V(x) è il volume della sostanza X(l), V m è il volume molare del gas a livello zero. (22,4 l/mol), N è il numero di particelle, N A è la costante di Avogadro (6,02·10 23).

Esempio 1. Determinare la massa di ioduro di sodio NaI con una quantità di sostanza di 0,6 mol.

Esempio 2. Determinare la quantità di boro atomico contenuto nel tetraborato di sodio Na 2 B 4 O 7 del peso di 40,4 g.

m(Na2B4O7) = 40,4 g.

La massa molare del tetraborato di sodio è 202 g/mol.

Determinare la quantità di sostanza Na 2 B 4 O 7:

n(Na2B4O7) = m(Na2B4O7)/M(Na2B4O7) = 40,4/202 = 0,2 mol.

Ricordiamo che 1 mole di molecola di tetraborato di sodio contiene 2 moli di atomi di sodio, 4 moli di atomi di boro e 7 moli di atomi di ossigeno (vedere la formula del tetraborato di sodio).

Quindi la quantità di sostanza atomica di boro è uguale a:

n(B)= 4 n(Na 2 B 4 O 7) = 4 0,2 = 0,8 mol.

Gli atomi e le molecole sono le particelle più piccole della materia, quindi puoi scegliere la massa di uno degli atomi come unità di misura ed esprimere le masse degli altri atomi in relazione a quella scelta. Allora, qual è la massa molare e qual è la sua dimensione?

Cos'è la massa molare?

Il fondatore della teoria delle masse atomiche fu lo scienziato Dalton, che compilò una tabella delle masse atomiche e considerò la massa dell'atomo di idrogeno come una.

La massa molare è la massa di una mole di una sostanza. Una talpa, a sua volta, è una quantità di sostanza che contiene un certo numero di minuscole particelle che partecipano ai processi chimici. Il numero di molecole contenute in una mole è chiamato numero di Avogadro. Questo valore è costante e non cambia.

Riso. 1. Formula per il numero di Avogadro.

Pertanto, la massa molare di una sostanza è la massa di una mole, che contiene 6,02 * 10^23 particelle elementari.

Il numero di Avogadro prende il nome in onore dello scienziato italiano Amedeo Avagadro, che dimostrò che il numero di molecole in volumi uguali di gas è sempre lo stesso

Massa molare dentro Sistema internazionale L'SI è misurato in kg/mol, sebbene questo valore sia solitamente espresso in grammi/mol. Questo valore è designato Lettera inglese M, e la formula della massa molare è la seguente:

dove m è la massa della sostanza e v è la quantità della sostanza.

Riso. 2. Calcolo della massa molare.

Come trovare la massa molare di una sostanza?

La tabella di D.I. Mendeleev ti aiuterà a calcolare la massa molare di una particolare sostanza. Prendiamo qualsiasi sostanza, ad esempio l'acido solforico, la sua formula è la seguente: H 2 SO 4. Passiamo ora alla tabella e vediamo qual è la massa atomica di ciascuno degli elementi inclusi nell'acido. Acido solforicoè costituito da tre elementi: idrogeno, zolfo, ossigeno. La massa atomica di questi elementi è rispettivamente 1, 32, 16.

Risulta che la massa molecolare totale è pari a 98 unità di massa atomica (1*2+32+16*4). Pertanto, abbiamo scoperto che una mole di acido solforico pesa 98 grammi.

La massa molare di una sostanza è numericamente uguale alla massa molecolare relativa se le unità strutturali della sostanza sono molecole. La massa molare di una sostanza può anche essere uguale alla massa atomica relativa se le unità strutturali della sostanza sono atomi.

Fino al 1961, come unità di massa atomica veniva preso un atomo di ossigeno, ma non un atomo intero, ma 1/16 di esso. Allo stesso tempo, le unità chimiche e fisiche di massa non erano le stesse. Il settore chimico è stato dello 0,03% in più rispetto a quello fisico.

Attualmente, in fisica e chimica è stato adottato un sistema di misurazione unificato. Come standard e.a.m. Viene selezionato 1/12 della massa di un atomo di carbonio.

Riso. 3. Formula per l'unità di massa atomica del carbonio.

La massa molare di qualsiasi gas o vapore è molto facile da misurare. È sufficiente usare il controllo. Lo stesso volume di una sostanza gassosa è uguale in quantità ad un'altra alla stessa temperatura. Un modo ben noto per misurare il volume del vapore è determinare la quantità di aria spostata. Questo processo viene eseguito utilizzando un ramo laterale che porta ad un dispositivo di misurazione.

Il concetto di massa molare è molto importante per la chimica. Il suo calcolo è necessario per la creazione di complessi polimerici e molte altre reazioni. Nei prodotti farmaceutici, la concentrazione di una determinata sostanza in una sostanza viene determinata utilizzando la massa molare. Inoltre, la massa molare è importante quando si conducono ricerche biochimiche (il processo metabolico in un elemento).

Al giorno d'oggi, grazie allo sviluppo della scienza, sono note le masse molecolari di quasi tutti i componenti del sangue, compresa l'emoglobina.