Definición de masa molar en física. empezar en la ciencia

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Introducción

Al estudiar química y física. papel importante jugar conceptos tales como “átomo”, “masas atómicas y molares relativas elemento químico" Parecería que hace mucho tiempo que no se descubre nada nuevo en este ámbito. Sin embargo, unión internacional La Química Teórica y Aplicada (IUPAC) actualiza anualmente los valores de las masas atómicas de los elementos químicos. En los últimos 20 años se han ajustado las masas atómicas de 36 elementos, 18 de los cuales no tienen isótopos.

Al participar en la ronda de tiempo completo de la Olimpiada de ciencias naturales de toda Rusia, se nos propuso la siguiente tarea: “Sugerir una forma de determinar la masa molar de una sustancia en condiciones laboratorio escolar».

Esta tarea fue puramente teórica y la completé con éxito. Así que decidí calcular experimentalmente, en el laboratorio de una escuela, la masa molar de una sustancia.

Objetivo:

Determinar experimentalmente la masa molar de una sustancia en el laboratorio de una escuela.

Tareas:

Explorar literatura cientifica, que explica cómo calcular masas atómicas y molares relativas.

Determinar experimentalmente la masa molar de una sustancia en estado gaseoso y sólido utilizando métodos físicos.

Sacar conclusiones.

II. Parte principal

Conceptos básicos:

Masa atómica relativa es la masa de un elemento químico expresada en unidades de masa atómica (uma). Por 1 uma Se acepta 1/12 de la masa del isótopo de carbono con un peso atómico de 12. 1 uma = 1,6605655·10 -27 kg.

Masa atómica relativa: muestra cuántas veces la masa de un átomo dado de un elemento químico es mayor que 1/12 de la masa del isótopo 12 C.

Isótopos- átomos de un elemento químico que tienen diferentes cantidades neutrones y el mismo número de protones en el núcleo, por lo que tienen diferentes masas atómicas relativas.

Masa molar de la sustancia - esta masa de una sustancia tomada en una cantidad de 1 mol.

1 mol - Esta es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de átomos (moléculas) que hay en 12 g de carbono.

Capacidad calorífica específica de una sustancia. es una cantidad física que muestra cuánto calor se debe impartir a un objeto de 1 kg para cambiar su temperatura en 1 0 C.

Capacidad calorífica- Es el producto de la capacidad calorífica específica de una sustancia por su masa.

Historia de la determinación de las masas atómicas de elementos químicos:

Habiendo analizado varias fuentes de literatura sobre la historia de la determinación de las masas atómicas relativas de varios elementos químicos, decidí resumir los datos en una tabla, lo cual es bastante conveniente, porque V varias fuentes La información bibliográfica se proporciona vagamente:

Nombre completo del científico, año.	Contribuciones al estudio y determinación de masas atómicas relativas	Nota
John Dalton	Está claro que es imposible pesar los átomos directamente. Dalton habló sólo de "la proporción de los pesos de las partículas más pequeñas de cuerpos gaseosos y otros", es decir, de sus masas relativas. Dalton tomó la masa del átomo de hidrógeno como unidad de masa y, para encontrar las masas de otros átomos, utilizó las composiciones porcentuales de varios compuestos de hidrógeno con otros elementos encontrados por diferentes investigadores. Dalton compiló la primera tabla del mundo de masas atómicas relativas de ciertos elementos.
William Prout (inglés)	Sugirió que a partir del elemento más ligero, el hidrógeno, todos los demás elementos podrían surgir mediante condensación. En este caso, las masas atómicas de todos los elementos deben ser múltiplos de la masa del átomo de hidrógeno. Para una unidad de masa atómica, sugirió elegir hidrógeno.	Sólo posteriormente En los últimos años resultó que la hipótesis de Prout fue confirmada. Se decía: en realidad, todos los elementos se formaron durante la explosión de supernovas a partir de los núcleos de los átomos de hidrógeno: tanto protones como neutrones.
1819 Dulong P.I., A.T.Pti:	Regla de oro: producto de la masa atómica y la capacidad calorífica- el valor es constante. La regla todavía se utiliza para determinar la masa atómica relativa de algunas sustancias.	Berzelius, basándose en la regla, corrigió algunas masas atómicas de los metales.
Stas, Richards	Aclaración de la masa atómica relativa de algunos elementos.
S. Ca-nizzaro	Determinación de la masa atómica relativa de ciertos elementos mediante la determinación de las masas moleculares relativas conocidas de compuestos volátiles de los elementos.
Stas, Bélgica	Propuso cambiar la unidad de masa atómica y elegir el átomo de oxígeno como nuevo estándar. La masa del átomo de oxígeno que se tomó como 16.000 unidades de medida pasó a ser 1/16 de esta masa de oxígeno.
	Refutación completa de la hipótesis de Prout basada en la determinación de la relación de masas de elementos químicos en algunos compuestos.
D.I.Mendeleev	Basándose en la tabla periódica, determinó y corrigió las masas atómicas relativas de algunos elementos químicos conocidos y aún no descubiertos.
	Se aprobó la llamada escala de oxígeno, donde se tomó como estándar la masa de un átomo de oxígeno.
Theodore William Richards	A principios del siglo XX. determinó con mucha precisión las masas atómicas de 25 elementos químicos y corrigió errores cometidos previamente por otros químicos.
	Se creó un espectrógrafo de masas para determinar masas atómicas relativas.
	La unidad de masa atómica (uma) se consideró 1/12 de la masa del isótopo de carbono 12C (unidad de carbono). (1 uma, o 1D (dalton), en unidades de masa SI es 1,6605710-27 kg).

Conociendo la masa atómica relativa de un átomo, podemos determinar la masa molar de una sustancia: M= Ar·10̄ ³ kg/mol

Métodos para determinar las masas moleculares de elementos:

La masa atómica y molecular se puede determinar mediante métodos físicos o químicos. Los métodos químicos se diferencian en que en una etapa no involucran a los átomos en sí, sino a sus combinaciones.

Métodos físicos:

1 vía. Ley de Dulog y Petit

En 1819, Dulong, junto con A.T. Petit, estableció la ley de la capacidad calorífica de los sólidos, según la cual el producto de la capacidad calorífica específica de los sólidos simples y la masa atómica relativa de los elementos constituyentes es un valor aproximadamente constante (en unidades de medida modernas igual a aproximadamente Сv·Аr = 25,12 J/(g.K)); Hoy en día esta relación se denomina “ley Dulong-Petit”. Ley de capacidad calorífica específica, bastante por mucho tiempo que pasó desapercibido para los contemporáneos, sirvió posteriormente de base para un método para la estimación aproximada de las masas atómicas de elementos pesados. De la ley de Dulong y Petit se deduce que dividir 25,12 por la capacidad calorífica específica sustancia simple, determinado fácilmente experimentalmente, se puede encontrar el valor aproximado de la masa atómica relativa de un elemento dado. Y conociendo la masa atómica relativa de un elemento, se puede determinar la masa molar de la sustancia.

М=Мr·10̵ ³ kg/mol

En la etapa inicial del desarrollo de la física y la química, la capacidad calorífica específica de un elemento era más fácil de determinar que muchos otros parámetros, por lo que, utilizando esta ley, se establecieron valores aproximados de la MASA ATÓMICA RELATIVA.

Medio, Ar=25,12/s

c es la capacidad calorífica específica de la sustancia

Para determinar la capacidad calorífica específica de un sólido, realizamos el siguiente experimento:

Q1=c1m1(t-t1), donde Q1 es la cantidad de calor liberada por el agua como resultado del intercambio de calor, c1 es la capacidad calorífica específica del agua (valor tabular), m1 es la masa de agua, t es la temperatura final, t 1 es la temperatura inicial del agua, Q2=c2m2(t-t2), donde Q2 es la cantidad de calor recibida por un cuerpo sólido como resultado del intercambio de calor, c2 es la capacidad calorífica específica de la sustancia (por determinar), m2 es la masa de la sustancia, t 2 es la temperatura inicial del cuerpo en estudio, porque La ecuación del balance de calor tiene la forma: Q1 + Q2 = 0 ,

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

						s, J/ (kg 0 K)

Valor promedio Masa atómica relativa sustancias resultaron

Ar = 26,5 uma

Por eso, masa molar a es igual a M = 0,0265 kg/mol.

Cuerpo macizo - barra de aluminio

Método 2. Calculemos la masa molar del aire.

Utilizando la condición de equilibrio del sistema, también se puede calcular la masa molar de una sustancia, por ejemplo un gas, por ejemplo el aire.

Fa = F hebra(La fuerza de Arquímedes actúa sobre globo esta equilibrado fuerza total gravedad que actúa sobre el caparazón de la pelota, el gas en la pelota y la carga suspendida de la pelota). Eso sí, teniendo en cuenta que la pelota está suspendida en el aire (no sube ni baja).

Fa- Fuerza de Arquímedes que actúa sobre una pelota en el aire.

Fa =ρвg Vш

ρв - densidad del aire

F1- la fuerza de gravedad que actúa sobre la carcasa de la pelota y el gas (helio) ubicado dentro de la pelota

F1=mob g + mgel g

F2- la fuerza de gravedad que actúa sobre la carga

F2=mg·g

Obtenemos la fórmula: ρвg Vш= mob g + mgel g + mg gramos (1)

Usemos la fórmula de Mendeleev-Clapeyron para calcular la masa molar del aire:

Expresemos la masa molar del aire:

En la ecuación (3) sustituimos la ecuación (2) en lugar de la densidad del aire. Entonces tenemos una fórmula para calcular la masa molar del aire:

Por lo tanto, para encontrar la masa molar del aire, es necesario medir:

1) peso de la carga

2) masa de helio

3) masa de concha

4) temperatura del aire

5) presión del aire (presión atmosférica)

6) volumen de la pelota

R- constante universal de gas, R=8,31 J/(mol·K)

El barómetro mostró la presión atmosférica.

igual ra = 96000Pa

Temperatura ambiente:

T=23 +273=297K

Determinamos la masa de la carga y la masa de la bola utilizando balanzas electrónicas:

mg = 8,02 g

masa de la cápsula de la bola:

multitud = 3,15 g

Determinamos el volumen de la pelota de dos formas:

a) nuestra pelota resultó ser redonda. Midiendo la circunferencia de la pelota en varios lugares, determinamos el radio de la pelota. Y luego su volumen: V=4/3·πR³

L=2πR, Lav= 85,8cm= 0,858m, por lo tanto R=0,137m

Vsh= 0,0107m³

b) vertió agua en el balde hasta el borde, después de colocarlo con una bandeja para escurrir el agua. Bajamos el globo completamente al agua, vertimos un poco de agua en el baño debajo del balde, midiendo el volumen de agua que salió del balde, determinamos el volumen del globo: Vagua=Vsh= 0,011m³

(La pelota en la imagen estaba más cerca de la cámara, por lo que parece más grande)

Entonces, para el cálculo tomamos el valor promedio del volumen de la pelota:

Vsh= 0,0109m³

Determinamos la masa de helio utilizando la ecuación de Mendeleev-Clapeyron, teniendo en cuenta que la temperatura del helio es igual a la temperatura del aire y la presión del helio dentro de la bola es igual a la presión atmosférica.

Masa molar de helio 0,004 kg/mol:

mgel = 0,00169 kg

Sustituyendo todos los resultados de las mediciones en la fórmula (4), obtenemos el valor de la masa molar del aire:

M= 0,030kg/mol

(tabla valor de masa molar

aire 0,029 kg/mol)

Conclusión: En el laboratorio de una escuela, es posible determinar la masa atómica relativa de un elemento químico y la masa molar de una sustancia mediante métodos físicos. Habiendo hecho este trabajo, aprendí mucho sobre formas de determinar la masa atómica relativa. Por supuesto, muchos métodos son inaccesibles al laboratorio de una escuela, pero, sin embargo, incluso usando equipo elemental, pude experimentalmente por medios fisicos determinar la masa atómica relativa de un elemento químico y la masa molar de una sustancia. En consecuencia, logré la meta y los objetivos planteados en este trabajo.

Lista de literatura usada

alhimik.ru

alhimikov.net

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

G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2.Mole, masa molar. Química orgánica: libro de texto web.

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

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

Y la capacidad de hacer cálculos, por supuesto. Por ejemplo, una sustancia muy conocida es el azufre. Se encuentra tan ampliamente en una variedad de industrias que con razón lleva el nombre de "química". ¿A qué se parece?

Escribe la fórmula exacta del ácido sulfúrico: H2SO4. Ahora toma la tabla periódica y observa cuáles son las masas atómicas de todos los elementos que la componen. Hay tres de estos elementos: hidrógeno, azufre y oxígeno. La masa atómica del hidrógeno es 1, el azufre – 32, el oxígeno – 16. Por tanto, la masa molecular total del ácido sulfúrico, teniendo en cuenta los índices, es igual a: 1*2 + 32 + 16*4 = 98 uma (atómica unidades de masa).

Ahora recordemos un mol más: esta cantidad sustancias, cuya masa es numéricamente igual a su masa expresada en unidades atómicas. Así, resulta que 1 mol de ácido sulfúrico pesa 98 gramos. Esta es su masa molar. El problema esta resuelto.

Supongamos que se le dan las siguientes condiciones: hay 800 mililitros de una solución 0,2 molar (0,2 M) de una sal y se sabe que en forma seca esta sal pesa 25 gramos. Se requiere calcular su molar. masa.

Primero, recuerde la definición de solución 1 molar (1 M). Esta es una solución que contiene 1 mol de cualquier sustancias. En consecuencia, 1 litro de solución 0,2 M contendría 0,2 moles. sustancias. Pero no tienes 1 litro, sino 0,8 litros. Por lo tanto, en realidad tienes 0,8 * 0,2 = 0,16 moles sustancias.

Y entonces todo se vuelve más fácil que nunca. Si 25 gramos de sal según las condiciones del problema son 0,16 moles ¿a qué cantidad equivale un mol? Después de realizar el cálculo en un solo paso, encontrarás: 25/0,16 = 156,25 gramos. La masa molar de la sal es 156,25 gramos/mol. El problema esta resuelto.

En tus cálculos utilizaste los valores redondeados de los pesos atómicos del hidrógeno, el azufre y el oxígeno. Si necesita realizar cálculos con gran precisión, no se permite el redondeo.

Fuentes:

masa molar de sal
Cálculo del equivalente de masa molar

Las masas de átomos o moléculas son extremadamente pequeñas, por lo que en física molecular, en lugar de las masas de moléculas y átomos en sí, se acostumbra utilizar, como sugiere Dalton, sus valores relativos, comparando masa Molécula o átomo con 1/12 de la masa de un átomo de carbono. La cantidad de una sustancia que contiene la misma cantidad de moléculas o átomos que hay en 12 gramos de carbono se llama mol. La masa molar de una sustancia (M) es la masa de un mol. La masa molar es una cantidad escalar, se mide en sistema internacional SI en kilogramos dividido por moles.

Instrucciones

Para calcular el molar masa basta con saber dos cantidades: masa(m), expresada en kilogramos, y la cantidad de sustancia (v), medida en moles, sustituyéndolos en la fórmula: M = m/v.
Ejemplo. Supongamos que necesitamos determinar el molar. masa 100 g de agua en 3 moles. Para hacer esto, primero debes masa agua en gramos - 100 g = 0,01 kg. A continuación, sustituye los valores en la fórmula molar: M=m/v=0,01kg/3mol=0,003kg/mol.

La física molecular estudia las propiedades de los cuerpos basándose en el comportamiento de las moléculas individuales. Todos los procesos visibles ocurren en el nivel de interacción de las partículas más pequeñas; lo que vemos a simple vista es sólo una consecuencia de estas conexiones sutiles y profundas.

En contacto con

Conceptos básicos

La física molecular a veces se considera un complemento teórico de la termodinámica. La termodinámica, que surgió mucho antes, se ocupó del estudio de la transición del calor en trabajo, persiguiendo objetivos puramente prácticos. Ella no proporcionó una justificación teórica y solo describió los resultados de los experimentos. Los conceptos básicos de la física molecular surgieron más tarde, en el siglo XIX.

Ella estudia la interacción de los cuerpos en nivel molecular, guiado por un método estadístico que determina patrones en los movimientos caóticos de partículas mínimas: las moléculas. La física molecular y la termodinámica se complementan, considerando procesos con diferentes puntos visión. Al mismo tiempo, la termodinámica no se refiere a procesos atómicos, sino que se ocupa únicamente de cuerpos macroscópicos, y la física molecular, por el contrario, considera cualquier proceso precisamente desde el punto de vista de la interacción de unidades estructurales individuales.

Todos los conceptos y procesos tienen sus propias designaciones y se describen mediante fórmulas especiales que representan más claramente las interacciones y dependencias de ciertos parámetros entre sí. Los procesos y fenómenos se cruzan en sus manifestaciones, diferentes fórmulas pueden contener las mismas cantidades y expresarse de diferentes maneras.

Cantidad de sustancia

La cantidad de una sustancia determina la relación entre (masa) y la cantidad de moléculas que contiene esa masa. El hecho es que diferentes sustancias con la misma masa que tienen numero diferente partículas mínimas. Los procesos que tienen lugar a nivel molecular sólo pueden entenderse considerando con precisión el número de unidades atómicas que participan en las interacciones. Unidad de medida de la cantidad de sustancia, adoptado en el sistema SI, - lunar.

¡Atención! Un mol siempre contiene el mismo número de partículas mínimas. Este número se llama número de Avogadro (o constante) y es igual a 6,02x1023.

Esta constante se utiliza en los casos en que los cálculos requieren tener en cuenta la estructura microscópica de una sustancia determinada. Es difícil lidiar con el número de moléculas, ya que hay que trabajar con números enormes, por lo que se utiliza el mol, un número que determina el número de partículas por unidad de masa.

Fórmula que determina la cantidad de una sustancia:

La cantidad de sustancia se calcula en diferentes casos, se utiliza en muchas fórmulas y es importante en física molecular.

Presion del gas

La presión del gas es una cantidad importante que tiene importancia no sólo teórica sino también práctica. Veamos la fórmula de la presión del gas utilizada en física molecular, con las explicaciones necesarias para una mejor comprensión.

Para compilar la fórmula, tendrás que hacer algunas simplificaciones. Las moléculas son sistemas complejos., teniendo una estructura de varias etapas. Para simplificar, consideramos las partículas de gas en un recipiente determinado como bolas elásticas homogéneas que no interactúan entre sí (gas ideal).

También se considerará igual la velocidad de movimiento de las partículas mínimas. Introduciendo tales simplificaciones, que no cambian mucho la posición real, podemos derivar la siguiente definición: la presión del gas es la fuerza ejercida por los impactos de las moléculas de gas en las paredes de los recipientes.

Al mismo tiempo, teniendo en cuenta la tridimensionalidad del espacio y la presencia de dos direcciones de cada dimensión, es posible limitar el número de unidades estructurales que actúan sobre las paredes a 1/6.

Así, reuniendo todas estas condiciones y supuestos, podemos deducir fórmula de presión de gas en condiciones ideales.

La fórmula se ve así:

donde P es la presión del gas;

n es la concentración de moléculas;

k- constante de Boltzmann(1,38×10-23);

Ek - moléculas de gas.

Hay otra versión de la fórmula:

P = nkT,

donde n es la concentración de moléculas;

T - temperatura absoluta.

Fórmula de volumen de gas

El volumen de un gas es el espacio que ocupa una determinada cantidad de gas en determinadas condiciones. A diferencia de los sólidos, que tienen un volumen constante, prácticamente independiente de las condiciones ambientales, El gas puede cambiar de volumen dependiendo de la presión. o temperatura.

La fórmula para el volumen de gas es la ecuación de Mendeleev-Clapeyron, que se ve así:

PV = nRT

donde P es la presión del gas;

V - volumen de gas;

n es el número de moles de gas;

R - constante universal de los gases;

T es la temperatura del gas.

Mediante simples reordenamientos obtenemos la fórmula para el volumen de gas:

¡Importante! Según la ley de Avogadro, volúmenes iguales de cualquier gas colocado exactamente en las mismas condiciones (presión, temperatura) siempre contendrán el mismo número de partículas mínimas.

Cristalización

La cristalización es la transición de fase de una sustancia del estado líquido al sólido, es decir. El proceso es el inverso de la fusión. El proceso de cristalización se produce con la liberación de calor., que debe eliminarse de la sustancia. La temperatura coincide con el punto de fusión, todo el proceso se describe mediante la fórmula:

Q = λm,

donde Q es la cantidad de calor;

λ - calor de fusión;

Esta fórmula describe tanto la cristalización como la fusión, ya que son esencialmente dos lados del mismo proceso. Para que una sustancia cristalice, debe enfriarse hasta su punto de fusión, y luego eliminar una cantidad de calor igual al producto de la masa por calor especifico fusión (λ). Durante la cristalización, la temperatura no cambia.

Hay otra forma de entender este término: la cristalización a partir de soluciones sobresaturadas. En este caso, el motivo de la transición no es solo el logro de una determinada temperatura, sino también el grado de saturación de la solución con una determinada sustancia. En cierta etapa, el número de partículas de soluto se vuelve demasiado grande, lo que provoca la formación de pequeños monocristales. Unen moléculas de la solución, produciendo un crecimiento capa por capa. Dependiendo de las condiciones de crecimiento, los cristales tienen diferentes formas.

Número de moléculas

La forma más sencilla de determinar el número de partículas contenidas en una masa determinada de una sustancia es mediante la siguiente fórmula:

Se deduce que el número de moléculas es igual a:

Es decir, en primer lugar es necesario determinar la cantidad de sustancia por determinada masa. Luego se multiplica por el número de Avogadro, lo que da como resultado el número de unidades estructurales. Para los compuestos, los cálculos se realizan sumando los pesos atómicos de los componentes. Veamos un ejemplo sencillo:

Determinemos la cantidad de moléculas de agua en 3 gramos. La fórmula (H2O) contiene dos átomos y uno. El peso atómico total de la partícula mínima de agua será: 1+1+16 = 18 g/mol.

Cantidad de sustancia en 3 gramos de agua:

Número de moléculas:

1/6 × 6 × 1023 = 1023.

Fórmula de masa molecular

Un mol siempre contiene el mismo número de partículas mínimas. Por tanto, conociendo la masa de un mol, podemos dividirla por el número de moléculas (número de Avogadro), lo que da como resultado la masa de una unidad del sistema.

Cabe señalar que esta fórmula se aplica únicamente a moléculas inorgánicas. Las moléculas orgánicas son mucho más grandes., su tamaño o peso tienen significados completamente diferentes.

Masa molar de gas

La masa molar es masa en kilogramos de un mol de una sustancia. Dado que un mol contiene la misma cantidad de unidades estructurales, la fórmula de la masa molar se ve así:

M = κ × Señor

donde k es el coeficiente de proporcionalidad;

Mr es la masa atómica de la sustancia.

La masa molar de un gas se puede calcular mediante la ecuación de Mendeleev-Clapeyron:

pV = mRT/M,

de lo cual podemos deducir:

M = RTm / pV

Así, la masa molar de un gas es directamente proporcional al producto de la masa del gas por la temperatura y la constante universal de los gases e inversamente proporcional al producto de la presión del gas por su volumen.

¡Atención! Hay que tener en cuenta que la masa molar de un gas como elemento puede diferir de la del gas como sustancia, por ejemplo, la masa molar del elemento oxígeno (O) es 16 g/mol, y la masa de oxígeno como una sustancia (O2) es de 32 g/mol.

Disposiciones básicas de las TIC.

Física en 5 minutos - física molecular

Conclusión

Las fórmulas contenidas en la física molecular y la termodinámica permiten calcular los valores cuantitativos de todos los procesos que ocurren con sólidos y gases. Estos cálculos son necesarios tanto en la investigación teórica como en la práctica, ya que contribuyen a la resolución de problemas prácticos.

Una de las unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI) es La unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Lunar – esta es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales de una sustancia determinada (moléculas, átomos, iones, etc.) como átomos de carbono contenidos en 0,012 kg (12 g) de un isótopo de carbono. 12 CON .

Considerando que el valor de la masa atómica absoluta del carbono es igual a metro(C) = 1,99 10  26 kg, se puede calcular el número de átomos de carbono norte A, contenido en 0,012 kg de carbono.

Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de partículas de esta sustancia (unidades estructurales). El número de unidades estructurales contenidas en una sustancia con una cantidad de un mol es 6,02 · 10 23 y se llama El número de Avogadro (norte A ).

Por ejemplo, un mol de cobre contiene 6,02 · 10 23 átomos de cobre (Cu) y un mol de hidrógeno (H 2) contiene 6,02 · 10 23 moléculas de hidrógeno.

Masa molar(METRO) es la masa de una sustancia tomada en una cantidad de 1 mol.

La masa molar se designa con la letra M y tiene la dimensión [g/mol]. En física se utiliza la unidad [kg/kmol].

En el caso general, el valor numérico de la masa molar de una sustancia coincide numéricamente con el valor de su masa molecular relativa (atómica relativa).

Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua es:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

La masa molar del agua tiene el mismo valor, pero se expresa en g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Por tanto, un mol de agua que contiene 6,02 10 23 moléculas de agua (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrógeno y 6,02 10 23 átomos de oxígeno) tiene una masa de 18 gramos. El agua, con una cantidad de sustancia de 1 mol, contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

1.3.4. La relación entre la masa de una sustancia y su cantidad.

Conociendo la masa de una sustancia y su fórmula química, y por tanto el valor de su masa molar, se puede determinar la cantidad de la sustancia y, a la inversa, conociendo la cantidad de la sustancia, se puede determinar su masa. Para tales cálculos debes usar las fórmulas:

donde ν es la cantidad de sustancia, [mol]; metro– masa de la sustancia, [g] o [kg]; M – masa molar de la sustancia, [g/mol] o [kg/kmol].

Por ejemplo, para encontrar la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4) en una cantidad de 5 moles, encontramos:

1) el valor de la masa molecular relativa del Na 2 SO 4, que es la suma de los valores redondeados de las masas atómicas relativas:

Мr(Na 2 SO 4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) un valor numéricamente igual de la masa molar de la sustancia:

M(Na2SO4) = 142 g/mol,

3) y, finalmente, la masa de 5 moles de sulfato de sodio:

metro = ν M = 5 moles · 142 g/mol = 710 g.

Respuesta: 710.

1.3.5. La relación entre el volumen de una sustancia y su cantidad.

En condiciones normales (n.s.), es decir a presión R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg), y temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), un mol de diferentes gases y vapores ocupa el mismo volumen igual a 22,4 litros.

El volumen que ocupa 1 mol de gas o vapor a nivel del suelo se llama volumen molargas y tiene la dimensión litro por mol.

Vmol = 22,4 l/mol.

Conociendo la cantidad de sustancia gaseosa (ν ) Y valor del volumen molar (V mol) Puedes calcular su volumen (V) en condiciones normales:

V = ν V mol,

donde ν es la cantidad de sustancia [mol]; V – volumen de sustancia gaseosa [l]; Vmol = 22,4 l/mol.

Y, a la inversa, conociendo el volumen ( V) de una sustancia gaseosa en condiciones normales, su cantidad (ν) se puede calcular :

La masa molecular es uno de los conceptos básicos de la química moderna. Su introducción fue posible después de la fundamentación científica de la afirmación de Avogadro de que muchas sustancias están formadas por partículas diminutas, moléculas, cada una de las cuales, a su vez, está formada por átomos. La ciencia debe este juicio en gran medida al químico italiano Amadeo Avogadro, quien fundamentó científicamente la estructura molecular de las sustancias y dio a la química muchos de los conceptos y leyes más importantes.

Unidades de masa de elementos.

Inicialmente, se tomó al átomo de hidrógeno como unidad básica de masa atómica y molecular como el elemento más ligero del Universo. Pero las masas atómicas se calculaban principalmente en función de sus compuestos de oxígeno, por lo que se decidió elegir un nuevo estándar para determinar las masas atómicas. La masa atómica del oxígeno se consideraba 15, la masa atómica de la sustancia más ligera de la Tierra, el hidrógeno, era 1. En 1961, el sistema del oxígeno para determinar el peso era generalmente aceptado, pero creaba ciertos inconvenientes.

En 1961, se adoptó una nueva escala de masas atómicas relativas, cuyo estándar era el isótopo de carbono 12 C. La unidad de masa atómica (abreviada como uma) es 1/12 de la masa de este estándar. Actualmente masa atomica es la masa de un átomo, que debe expresarse en uma.

Masa de moléculas

La masa de una molécula de cualquier sustancia es igual a la suma de las masas de todos los átomos que forman esta molécula. El peso molecular más ligero de un gas es el hidrógeno; su compuesto se escribe como H2 y tiene un valor cercano a dos. Una molécula de agua está formada por un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. Esto significa que su masa molecular es 15,994 + 2*1,0079=18,0152 uma. Los pesos moleculares más grandes tienen complejos. compuestos orgánicos- proteínas y aminoácidos. El peso molecular de una unidad estructural de proteína varía de 600 a 10 6 y más, dependiendo del número de cadenas peptídicas en esta estructura macromolecular.

Lunar

Junto con las unidades estándar de masa y volumen, en química se utiliza una unidad de sistema completamente especial: el mol.

Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (iones, átomos, moléculas, electrones) como las que contienen 12 gramos del isótopo 12 C.

Cuando se utiliza una medida de la cantidad de una sustancia, es necesario indicar a qué unidades estructurales se refiere. Como se desprende del concepto de "topo", en cada caso individual es necesario indicar exactamente qué unidades estructurales estamos hablando acerca de- por ejemplo, moles de iones H +, moles de moléculas de H 2, etc.

Masa molar y molecular

La masa de 1 mol de una sustancia se mide en g/mol y se llama masa molar. La relación entre la masa molecular y molar se puede escribir como la ecuación

ν = k × m/M, donde k es el coeficiente de proporcionalidad.

Es fácil decir que para cualquier relación el coeficiente de proporcionalidad será igual a uno. De hecho, el isótopo de carbono tiene una masa molecular relativa de 12 uma y, según la definición, la masa molar de esta sustancia es 12 g/mol. La relación entre masa molecular y masa molar es 1. De esto podemos concluir que la masa molar y la masa molecular tienen los mismos valores numéricos.

Volúmenes de gas

Como sabes, todas las sustancias que nos rodean pueden estar en forma sólida, líquida o gaseosa. estado de agregación. Para los sólidos, la medida básica más común es la masa, para sólidos y líquidos, el volumen. Esto se debe a que los sólidos conservan su forma y dimensiones finitas, mientras que las sustancias líquidas y gaseosas no tienen dimensiones finitas. La peculiaridad de cualquier gas es que entre sus unidades estructurales (moléculas, átomos, iones) la distancia es muchas veces mayor que la misma distancia en líquidos o sólidos. Por ejemplo, un mol de agua en condiciones normales ocupa un volumen de 18 ml, aproximadamente la misma cantidad que una cucharada. Volumen de un mol de sustancia finamente cristalina. sal de mesa- 58,5 ml, y el volumen de 1 mol de azúcar es 20 veces mayor que el de un mol de agua. Los gases requieren aún más espacio. Un mol de nitrógeno en condiciones normales ocupa un volumen 1240 veces mayor que un mol de agua.

Por tanto, los volúmenes de sustancias gaseosas difieren significativamente de los volúmenes de sustancias líquidas y sólidas. Esto se debe a la diferencia de distancias entre moléculas de sustancias en diferentes estados de agregación.

Condiciones normales

El estado de cualquier gas depende en gran medida de la temperatura y la presión. Por ejemplo, el nitrógeno a una temperatura de 20 °C ocupa un volumen de 24 litros, y a 100 °C a la misma presión, 30,6 litros. Los químicos tuvieron en cuenta esta dependencia, por lo que se decidió reducir todas las operaciones y mediciones con sustancias gaseosas a condiciones normales. En todo el mundo los parámetros de las condiciones normales son los mismos. Para productos químicos gaseosos esto es:

Temperatura a 0°C.
Presión 101,3 kPa.

Para condiciones normales, se adoptó una abreviatura especial: no. A veces, esta designación no está escrita en los problemas, entonces debe volver a leer cuidadosamente las condiciones del problema y llevar los parámetros del gas dados a condiciones normales.

Cálculo del volumen de 1 mol de gas.

Por ejemplo, no es difícil calcular un mol de cualquier gas, como el nitrógeno. Para hacer esto, primero necesitas encontrar el valor de su masa molecular relativa:

señor r (norte 2) = 2×14 = 28.

Dado que la masa molecular relativa de una sustancia es numéricamente igual a la masa molar, entonces M(N2)=28 g/mol.

Se encontró experimentalmente que en condiciones normales la densidad del nitrógeno es de 1,25 g/litro.

Sustituyamos este valor en la fórmula estándar, conocida en un curso de física escolar, donde:

V es el volumen de gas;
m es la masa del gas;
ρ es la densidad del gas.

Encontramos que el volumen molar de nitrógeno en condiciones normales

V(N2) = 25 g/mol: 1,25 g/litro = 22,4 l/mol.

Resulta que un mol de nitrógeno ocupa 22,4 litros.

Si realiza esta operación con todas las sustancias gaseosas existentes, puede llegar a una conclusión sorprendente: el volumen de cualquier gas en condiciones normales es de 22,4 litros. Independientemente de qué tipo de gas estemos hablando, cuál sea su estructura y sus características físicas y químicas, un mol de este gas ocupará un volumen de 22,4 litros.

El volumen molar de un gas es una de las constantes más importantes de la química. Esta constante permite resolver muchos problemas químicos relacionados con la medición de las propiedades de los gases en condiciones normales.

Resultados

El peso molecular de las sustancias gaseosas es importante para determinar la cantidad de una sustancia. Y si un investigador conoce la cantidad de sustancia de un gas en particular, puede determinar la masa o el volumen de dicho gas. Para la misma porción de una sustancia gaseosa, se cumplen simultáneamente las siguientes condiciones:

ν = metro/ M ν= V/ V metro.

Si eliminamos la constante ν, podemos igualar estas dos expresiones:

De esta forma se puede calcular la masa de una porción de una sustancia y su volumen, y también se conoce la masa molecular de la sustancia en estudio. Con esta fórmula, puede calcular fácilmente la relación volumen-masa. Cuando esta fórmula se reduce a la forma M = m V m /V, se conocerá la masa molar del compuesto deseado. Para calcular este valor basta con conocer la masa y el volumen del gas en estudio.

Debe recordarse que es imposible una correspondencia estricta entre el peso molecular real de una sustancia y el encontrado mediante la fórmula. Cualquier gas contiene muchas impurezas y aditivos que provocan ciertos cambios en su estructura y afectan la determinación de su masa. Pero estas fluctuaciones introducen cambios hasta el tercer o cuarto decimal en el resultado encontrado. Por lo tanto, para problemas y experimentos escolares, los resultados encontrados son bastante plausibles.