MKT este ușor!
„Nimic nu există decât atomii și spațiul gol...” - Democrit
„Orice corp se poate diviza la infinit” - Aristotel
Principiile de bază ale teoriei cinetice moleculare (MKT)
Scopul TIC- aceasta este o explicație a structurii și proprietăților diferitelor corpuri macroscopice și a fenomenelor termice care apar în ele, prin mișcarea și interacțiunea particulelor care alcătuiesc corpurile.
Corpuri macroscopice- acestea sunt corpuri mari formate dintr-un număr mare de molecule.
Fenomene termice- fenomene asociate cu încălzirea şi răcirea corpurilor.
Principalele declarații ale TIC
1. Materia este formată din particule (molecule și atomi).
2. Există goluri între particule.
3. Particulele se mișcă aleatoriu și continuu.
4. Particulele interacționează între ele (atrag și resping).
Confirmare MKT:
1. experimental
- zdrobirea mecanică a unei substanţe; dizolvarea unei substanțe în apă; comprimarea și expansiunea gazelor; evaporare; deformarea corpurilor; difuzie; Experimentul lui Brigman: uleiul este turnat într-un vas, un piston presează deasupra uleiului, la o presiune de 10.000 atm, uleiul începe să se scurgă prin pereții vasului de oțel;
Difuzia; Mișcarea browniană a particulelor dintr-un lichid sub impactul moleculelor;
Compresibilitatea slabă a solidelor și lichidelor; eforturi semnificative de spargere a solidelor; fuziunea picăturilor de lichid;
2. direct
- fotografie, determinarea dimensiunilor particulelor.
Mișcarea browniană
Mișcarea browniană este mișcarea termică a particulelor în suspensie într-un lichid (sau gaz).
Mișcarea browniană a devenit dovada mișcării continue și haotice (termice) a moleculelor materiei.
- descoperit de botanistul englez R. Brown în 1827
- o explicație teoretică bazată pe MCT a fost dată de A. Einstein în 1905.
- confirmat experimental de fizicianul francez J. Perrin.
Masa și dimensiunea moleculelor
Dimensiunile particulelor
Diametrul oricărui atom este de aproximativ cm.
Numărul de molecule dintr-o substanță
unde V este volumul substanței, Vo este volumul unei molecule
Masa unei molecule
unde m este masa substanței,
N - numărul de molecule dintr-o substanță
Unitatea de masă SI: [m]= 1 kg
În fizica atomică, masa este de obicei măsurată în unități de masă atomică (amu).
În mod convențional, este considerat a fi 1 amu. :
Greutatea moleculară relativă a substanței
Pentru comoditatea calculelor, se introduce o cantitate - masa moleculară relativă a substanței.
Masa unei molecule a oricărei substanțe poate fi comparată cu 1/12 din masa unei molecule de carbon.
unde numărătorul este masa moleculei și numitorul este 1/12 din masa atomului de carbon
Aceasta este o cantitate adimensională, adică nu are unități de măsură
Masa atomică relativă a unui element chimic
unde numărătorul este masa atomului și numitorul este 1/12 din masa atomului de carbon
Cantitatea este adimensională, adică nu are unități de măsură
Masa atomică relativă a fiecărui element chimic este dată în tabelul periodic.
O altă modalitate de a determina masa moleculară relativă a unei substanțe
Masa moleculară relativă a unei substanțe este egală cu suma maselor atomice relative ale elementelor chimice care alcătuiesc molecula substanței.
Luăm masa atomică relativă a oricărui element chimic din tabelul periodic!)
Cantitatea de substanță
Cantitatea de substanță (ν) determină numărul relativ de molecule din organism.
unde N este numărul de molecule din organism, iar Na este constanta lui Avogadro
Unitatea de măsură a cantității de substanță din sistemul SI: [ν]= 1 mol
1 mol- aceasta este cantitatea de substanță care conține atâtea molecule (sau atomi) câte atomi sunt conținute în carbon cu greutatea de 0,012 kg.
Ține minte!
1 mol din orice substanță conține același număr de atomi sau molecule!
Dar!
Aceleași cantități dintr-o substanță au mase diferite pentru substanțe diferite!
constanta lui Avogadro
Numărul de atomi dintr-un mol de orice substanță se numește numărul lui Avogadro sau constanta lui Avogadro:
Masa molara
Masa molară (M) este masa unei substanțe luate într-un mol sau, în caz contrar, este masa unui mol dintr-o substanță.
Masa moleculei
- Constanta lui Avogadro
Unitatea de măsură a masei molare: [M]=1 kg/mol.
Formule pentru rezolvarea problemelor
Aceste formule sunt obținute prin înlocuirea formulelor de mai sus.
Masa oricărei cantități de substanță
Greutate moleculară, suma maselor atomilor care alcătuiesc o moleculă dată; exprimată în unități de masă atomică (amu). De la 1 amu (numit uneori dalton, D) este egal cu 1/12 din masa unui atom de 12 C și în unități de masă este 1,66057. 10 -27 kg, apoi înmulțiți greutatea moleculară cu 1,66057. 10 -27 dă masa absolută în kilograme. Cantitatea adimensională este cel mai des folosită M rel - greutate moleculară relativă: M rel =M x /D, Unde M x - greutate x, exprimată în aceleași unități de masă (kg, g sau altele) ca și D. masa moleculară caracterizează masa medie, ținând cont de compoziția izotopică a tuturor elementelor care formează un compus chimic dat. Uneori, greutatea moleculară este determinată pentru un amestec de diferite substanțe cu compoziție cunoscută, de exemplu, greutatea moleculară „efectivă” poate fi considerată egală cu 29.
Este convenabil să se opereze cu masele absolute ale moleculelor în domeniul fizicii proceselor subatomice și, unde prin măsurarea energiei particulelor, conform teoriei relativității, se determină masele absolute ale acestora. În tehnologia chimică este necesar să se utilizeze unități macroscopice pentru măsurarea cantității de substanță. Numărul oricăror particule (molecule, atomi, electroni sau grupuri izolate mental de particule dintr-o substanță, de exemplu Na + și Cl - în rețeaua cristalină a NaCl), egal cu NA = 6,022. 10 23, constituie o unitate macroscopică de cantitate a unei substanțe - o mol. Apoi putem scrie: M rel = Mx . N A /(D . N A), adică masa moleculară relativă este egală cu raportul dintre masa unui mol de substanță și N A D. Dacă o substanță este formată din molecule cu atomii lor constitutivi, atunci valoarea Mx . N A reprezintă masa molară a acelei substanțe, ale cărei unități sunt kg-mol (kilomol, km). Pentru substanțele care nu conțin molecule, dar constau din atomi sau radicali, se determină formula masa molară, adică masa N O particule corespunzătoare formulei acceptate a substanței (cu toate acestea, în URSS se vorbește adesea despre masă moleculară în acest caz, ceea ce este incorect).
Anterior, conceptele de gram-moleculă, gram-atom, gram-ion erau folosite, acum - mol de molecule, mol de atomi, mol de ioni, adică prin aceasta. N A molecule, atomi și, în consecință, masele lor molare, exprimate în grame sau kilograme. În mod tradițional, termenul „greutate moleculară (molară)” este folosit ca sinonim, deoarece masa este determinată folosind cântare. Dar, spre deosebire de greutate, care depinde de coordonatele geografice, masa este un parametru constant al cantității de substanță (la viteze obișnuite de mișcare a particulelor în condiții de reacții chimice), prin urmare este mai corect să spunem „masă moleculară”.
Un număr mare de termeni și concepte învechite referitoare la masa moleculară se explică prin faptul că, înainte de era zborurilor spațiale, ei nu acordau importanță diferenței dintre masă și greutate, care se datorează diferenței de accelerație a gravitației la polii (9,83 m s -2) și la ecuator (9,78 m s -2); atunci când se calculează gravitația (greutatea), se utilizează de obicei o valoare medie de 9,81 m s -2. În plus, dezvoltarea conceptului (precum și a atomului) a fost asociată cu studiul cantităților macroscopice de materie în procesele transformărilor lor chimice (reacții) sau fizice (tranziții de fază), când teoria structurii materiei nu a fost dezvoltat (secolul al XIX-lea) și s-a presupus că toți compușii chimici sunt construiți numai din și molecule.
Metode de determinare. Din punct de vedere istoric, prima metodă (fundamentată de cercetările lui S. Cannizzaro și A. Avogadro) a fost propusă de J. Dumas în 1827 și a constat în măsurarea densității substanțelor gazoase în raport cu hidrogenul gazos, a cărui masă molară a fost inițial dusă la fi 2, iar după trecerea la unitatea de măsură a oxigenului a maselor moleculare și atomice - 2,016 g Următoarea etapă în dezvoltarea capacităților experimentale pentru determinarea greutății moleculare a fost studiul lichidelor și soluțiilor de nevolatile și nedisociante. substanțe prin măsurarea proprietăților coligative (adică în funcție doar de numărul de particule dizolvate) - presiunea osmotică, scăderea presiunii vaporilor, scăderea punctului de îngheț (crioscopie) și creșterea punctului de fierbere (ebulioscopia) a soluțiilor față de un solvent pur. În același timp, a fost descoperit comportamentul „anormal” al electroliților.
Scăderea presiunii vaporilor deasupra unei soluții depinde de fracția molară a substanței dizolvate (legea lui Raoult): [( solutia 0)/r]= N, Unde p 0 - presiunea vaporilor solventului pur, r - presiunea vaporilor deasupra soluției, N- fracția molară a substanței dizolvate studiate, N=(t x/M x)/[(t x/M x) +
(m 0 /M 0)], m xŞi M x este proba corespunzătoare (g) și greutatea moleculară a substanței de testat; m 0 și M 0 - același lucru pentru solvent. În timpul determinărilor, extrapolarea se efectuează la o soluție infinit diluată, adică se stabilește pentru soluțiile substanței studiate și pentru soluțiile unui compus chimic cunoscut (standard). În cazul crioscopiei și ebulioscopiei, utilizați dependențele D-ului corespunzător t 3 = KSși D t k = Ec, unde D t 3 - scăderea temperaturii de îngheț a soluției, D t k - creșterea punctului de fierbere al soluției, LAŞi E- respectiv, constantele crioscopice și ebulioscopice ale solventului, determinate dintr-un dizolvat standard cu o greutate moleculară cunoscută cu precizie, c este concentrația molală a substanței de testat în soluție ( c = M x t x. 1000/m 0). Greutatea moleculară se calculează folosind formulele: M x = t x K. 1000/m 0 D t 3 sau M x = t x E. 1000/m 0 D t j. Metodele se caracterizează printr-o precizie destul de ridicată, deoarece există termometre speciale (așa-numitele termometre Beckmann) care fac posibilă măsurarea schimbărilor foarte mici de temperatură.
Pentru determinarea greutății moleculare se folosește și distilarea izotermă a solventului. În acest caz, o probă din soluția substanței de testat este introdusă într-o cameră cu vapori saturați de solvent (la o temperatură dată); vaporii de solvent se condenseaza, temperatura solutiei creste si, dupa stabilirea echilibrului, scade din nou; modificarea temperaturii este utilizată pentru a aprecia cantitatea de căldură de evaporare eliberată, care este legată de greutatea moleculară a substanței dizolvate. În așa-numitele metode izopietice, distilarea izotermă a solventului se realizează într-un volum închis, de exemplu într-un vas în formă de H. Într-un picior al vasului există o așa-numită soluție de referință care conține o masă cunoscută a unei substanțe cu o masă moleculară cunoscută (concentrație molară C 1), în celălalt - o soluție care conține o masă cunoscută a substanței de testat (concentrație molară). C 2 necunoscut). Dacă, de exemplu, C 1 > C 2, Solutul este distilat de la al doilea genunchi la primul până când concentrațiile molare în ambii genunchi sunt egale. Prin compararea volumelor soluțiilor izopietice rezultate, se calculează greutatea moleculară a substanței necunoscute. Pentru a determina greutatea moleculară, puteți măsura masa soluțiilor izopietice folosind McBen, care sunt două cupe suspendate pe arcuri într-un vas de sticlă închis; Soluția de testat se pune într-o cană, iar soluția de referință în cealaltă; Prin schimbarea poziției cupelor se determină masele de soluții izopietice și, în consecință, greutatea moleculară a substanței de testat.
Principala metodă de determinare a maselor atomice și moleculare ale substanțelor volatile este spectrometrie de masă. Pentru a studia un amestec de compuși, este eficient de utilizat cromatografie gazoasă-spectrometrie de masă. Când intensitatea picului ionului molecular este scăzută, atașamentele efuziometrice sunt utilizate pentru spectrometrele de masă. Metoda efuziometrică se bazează pe faptul că viteza de curgere a gazului într-un vid dintr-o cameră printr-o deschidere al cărei diametru este semnificativ mai mic decât calea liberă medie a unei molecule este invers proporțională cu rădăcina pătrată a masei moleculare a substanței. ; Debitul este controlat de modificările presiunii din cameră. Greutatea moleculară a compușilor volatili este, de asemenea, determinată prin cromatografie gazoasă folosind o balanță de gaz Martin. Acestea din urmă măsoară viteza de mișcare a gazului în canalul care leagă tuburile prin care circulă gazul purtător și gazul din coloana cromatografică, ceea ce face posibilă determinarea diferenței de densități ale acestor gaze, în funcție de greutatea moleculară a substanței. în studiu.
GREUTATE MOLECULARĂ(sin. greutate moleculară) - masa unei molecule a unei substanțe, exprimată în unități de carbon de masă atomică (o unitate de carbon de masă atomică este 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C); împreună cu masele atomice, servește drept bază pentru tot felul de calcule efectuate folosind chimie. formule și ecuații, inclusiv calcule făcute în biochimie. și laboratoare de diagnostic clinic.
Dacă chimia. formula unei substanțe, apoi M. v. poate fi calculată ca suma greutăților atomice (masei) atomilor chimici. elemente (vezi Greutatea atomică) care alcătuiesc molecula unei substanțe date. De exemplu, M. v. dioxid de carbon (CO 2 ) este egal cu:
12,011 + 2 * 15,9994 = 44,0098.
Pentru substanțele în stare gazoasă sau dizolvată, metode experimentale pentru determinarea M. v. cel mai justificat. M.v. (M1) a unui gaz se determină de obicei prin măsurarea densității sale relative de gaz D, M.v. care (M2) este cunoscut; atunci M1 = M2*D. M.v. gazul poate fi determinat, de asemenea, dacă este cunoscută densitatea sa normală d, adică masa a 1 litru de gaz în grame la o presiune de 760 mm Hg. Artă. și 0 °C. În acest caz, M. v. gazul este egal cu M = 22,42*d.
Pentru a determina M. sec. substanță dizolvată într-un astfel de solvent, în care această substanță nu suferă disociere sau asociere, se măsoară cel mai adesea scăderea punctului de îngheț al soluției Δt (vezi Criometria) observată în timpul dizolvării. O g de substanță de testat în b g de solvent: M = (K*a*1000)/(Δt*b), unde K este constanta criometrică (crioscopică) a solventului.
M.v. substanța dizolvată poate fi determinată și prin măsurarea presiunii osmotice a soluției (vezi Presiunea osmotică). În acest caz, M = (m*R*T)/p, unde m este masa substanței dizolvate în grame conținută în 1 litru de soluție, p este presiunea osmotică în atm, T este temperatura în grade Kelvin și R este constanta temperaturii gazului în l*atm/mol*deg. Această metodă este utilizată cu succes pentru a determina M. sec. proteine, polizaharide, compuși nucleici și alți compuși cu molecul mare (vezi). M.v. proteinele și alți biopolimeri pot fi determinate prin ultracentrifugare (vezi).
În practică, biochimie, pană și igiena sanitară. Laboratoarele folosesc, de asemenea, pe scară largă o unitate de cantitate a unei substanțe numită mol pentru a efectua diferite tipuri de calcule.
Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține tot atâtea molecule, atomi, ioni, electroni sau alte unități structurale câte atomi există în 12 g izotop de carbon 12 C. Numărul de molecule, atomi sau alte unități structurale conținute într-un mol. de orice substanță, numită numărul lui Avogadro, determinată cu mare precizie. Pentru calculele practice se ia egal cu
6,023*1023 mol-1.
Masa unui mol dintr-o substanță, exprimată în grame, este numeric egală cu M.v. substanța se numește masă molară sau moleculă gram.
Bibliografie: Belki, ed. G. Neurath și C. Bailey, trad. din engleză, vol. 2, p. 276, M., 195 6: Gaurowitz F. Chemistry and function of proteins, trans. din engleză, M., 1965; Ostwald-Luther - Drucker, Măsurători fizico-chimice, trad. cu germană, partea 1, €. 294, L., 1935.
Cea mai importantă metodă de determinare a greutăților moleculare ale substanțelor gazoase se bazează pe legea lui Avogadro. Dar înainte de a vorbi despre această metodă, trebuie amintit în ce unități sunt exprimate greutățile moleculare și atomice.
La calcularea greutăților atomice, greutatea atomului de hidrogen, ca element cel mai ușor, a fost luată inițial ca una, iar greutățile atomice ale altor elemente au fost calculate în raport cu acesta. Dar, deoarece pentru majoritatea elementelor greutățile atomice sunt determinate din compușii lor de oxigen, calculele efective au fost făcute în raport cu greutatea atomică a oxigenului, care sa presupus a fi 16. Raportul dintre greutățile atomice ale oxigenului și hidrogenului s-a presupus a fi 16:1. Ulterior, studii mai precise au arătat că acest raport este de 15,88: 1 sau 16: 1,008. Prin urmare, dacă presupunem că greutatea atomică a hidrogenului este 1, greutatea atomică a oxigenului va fi 15,88. Din motive practice, s-a decis să se lase greutatea atomică a oxigenului la 16, luând greutatea atomică de 1,008 pentru hidrogen.
Astfel, unitatea actuală de greutate atomică este 1/16 din greutatea unui atom de oxigen. Această unitate se numește „unitatea de oxigen”. Greutatea atomului de hidrogeneste egală cu 1,008 unități de oxigen, greutatea unui atom de sulf este de 32,06 unități de oxigen etc.
Atomic greutate element numit greutate lui atom, înălţimecăsătorit V oxigen unitati.
Deoarece greutatea oricărei molecule este egală cu suma greutăților atomilor care o formează, este clar că greutățile moleculare trebuie exprimate în aceleași unități ca și greutățile atomice. De exemplu, greutatea unei molecule de hidrogen formată din doi atomi este egală cu 2,016 unități de oxigen; greutatea unei molecule de oxigen, formată tot din doi atomi, este de 32 de unități de oxigen; greutatea unei molecule de apă care conține doi atomi de hidrogen și un atom de oxigen este de 16 + 2,016 = 18,016 unități de oxigen etc.
Molecular greutate simplu sau complex numevariază greutate lui molecule, exprimat V oxigen unitati.
Să vedem acum cum se determină greutățile moleculare ale substanțelor gazoase.
Conform legii lui Avogadro, volume egale de gaze luate la aceeași presiune și temperatură conțin un număr egal de molecule. Rezultă că greutățile unor volume egale a două gaze trebuie să fie legate între ele ca greutăți moleculare.
Să luăm, de exemplu, un litru de două gaze diferite. Fiecare dintre ele să conțină N molecule. Să notăm greutatea unui litru din primul gaz cu g, iar al doilea prin g 1. Să notăm greutățile moleculare ale gazelor, respectiv, cu M și M 1.
Deoarece greutatea unui litru de gaz este egală cu suma greutăților moleculelor din acesta, = N M Şi g g 1 =N M 1
Împărțind prima egalitate la a doua, obținem: (1) Raportul dintre greutatea unui gaz dat și greutatea aceluiași volum a altui gaz luat la aceeași temperatură și aceeași presiune se numește densitatea primului gaz în raport cu al doilea. De exemplu, 1 l Raportul dintre greutatea unui gaz dat și greutatea aceluiași volum a altui gaz luat la aceeași temperatură și aceeași presiune se numește densitatea primului gaz în raport cu al doilea. De exemplu, 1 dioxidul de carbon cântărește 1,98 g și 1
hidrogenul în aceleași condiții este de 0,09 g, din care densitatea dioxidului de carbon față de hidrogen va fi 1,98: 0,09 = 22. Indicând densitatea gazului cu litera D,
Să rescriem ecuația (1):
M = unde g 1 =N (2)
D greutate Molecular gaz lui egală densitate De atitudine la altul gaz, înmulțit pe greutate molecular doilea
gaz.
M Foarte des, densitățile diferitelor gaze sunt determinate în raport cu hidrogenul, fiind cea mai ușoară dintre toate cutiile. Deoarece greutatea moleculară a hidrogenului în sine este 2,016, în acest caz formula de calcul a greutăților moleculare ia forma:
= 2,016 D
M = 2 unde
sau, dacă rotunjim greutatea moleculară a hidrogenului la 2:
M = 2 22 = 44
Greutatea moleculară a unui gaz este adesea calculată și pe baza densității sale în aer. Deși aerul este un amestec de mai multe gaze, putem vorbi totuși despre greutatea moleculară medie a aerului, determinată din densitatea aerului în termeni de hidrogen. Greutatea moleculară a aerului găsită în acest fel este 29.
Notând densitatea gazului studiat în aer cu D 1, obținem următoarea formulă pentru calcularea greutăților moleculare:
M = 29 D 1
Numărul 29 este util de reținut, deoarece este adesea folosit în calcule.
În practică, determinarea greutății moleculare se reduce la măsurarea greutății și volumului unei anumite cantități de gaz studiat și la calculul ulterior al densității acestuia, după care greutatea moleculară se găsește direct din formulă. Densitatea unui gaz poate fi calculată în raport cu orice alt gaz a cărui greutate moleculară și greutate pe unitate de volum sunt cunoscute. Dar, deoarece cărțile de referință indică greutățile gazelor în condiții normale și, în experiență, este de obicei necesar să se măsoare greutatea și volumul gazului studiat în alte condiții, atunci pentru a calcula densitatea gazului este necesar să se aducă mai întâi volumul măsurat de gaz în condiții normale (0° și 760 mm presiune).
Reducerea la condiții normale se realizează pe baza unei ecuații care combină legile gazelor lui Boyle-Mariotte și Gay-Lussac:
Unde rşi υ - presiunea si respectiv volumul gazului in conditii experimentale; P 0 — tensiune arterială normală; υ 0 - volumul de gaz in conditii normale; T - temperatura absolută a gazului.
Determinând υ 0 din această ecuație, obținem o formulă pentru calcularea volumului de gaz la 0° și 760 mm presiune:
Exemplu de calcul al masei moleculare
Din experiență s-a constatat că 380 ml gaz la o temperatură de 27° și o presiune de 800 mm Hg Artă. cântărește 0,455 G. Determinați greutatea moleculară a unui gaz dacă se știe că 1 Raportul dintre greutatea unui gaz dat și greutatea aceluiași volum a altui gaz luat la aceeași temperatură și aceeași presiune se numește densitatea primului gaz în raport cu al doilea. De exemplu, 1 aerul în condiții normale cântărește 1,293 g.
Aducem volumul de gaz găsit în condiții normale. Primim:
Determinăm acum greutatea a 1 litru din acest gaz (g) in conditii normale:
Masele atomilor și moleculelor sunt foarte mici, așa că este convenabil să alegeți masa unuia dintre atomi ca unitate de măsură și să exprimați masele atomilor rămași în raport cu acesta. Este exact ceea ce a făcut fondatorul teoriei atomice, Dalton, care a întocmit un tabel cu masele atomice, luând masa atomului de hidrogen drept una.
Până în 1961, în fizică, 1/16 din masa atomului de oxigen 16 O a fost luată ca unitate de masă atomică (amu), iar în chimie - 1/16 din masa atomică medie a oxigenului natural, care este un amestec de trei izotopi. Unitatea chimică de masă a fost cu 0,03% mai mare decât cea fizică.
În prezent, un sistem de măsurare unificat a fost adoptat în fizică și chimie. 1/12 din masa unui atom de carbon de 12 C a fost aleasă ca unitate standard de masă atomică.
1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.
Masa atomică și moleculară relativă a elementului
DEFINIŢIE
Masa atomică relativă a unui element (A r) este o mărime adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom al unui element și 1/12 din masa unui atom de 12 C.
Atunci când se calculează masa atomică relativă, se ia în considerare abundența izotopilor elementelor din scoarța terestră. De exemplu, clorul are doi izotopi 35 Cl (75,5%) și 37 Cl (24,5%). Masa atomică relativă a clorului este:
A r (Cl) = (0,755×m(35 Cl) + 0,245×m(37 Cl)) / (1/12×m(12 C) = 35,5.
Din definiția masei atomice relative rezultă că masa absolută medie a unui atom este egală cu masa atomică relativă înmulțită cu amu:
m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.
DEFINIŢIE
Masa moleculară relativă a substanței (Mr) este o mărime adimensională egală cu raportul dintre masa unei molecule a unei substanțe și 1/12 din masa unui atom de 12 C.
Greutatea moleculară relativă a unei molecule egală cu suma maselor atomice relative ale atomilor care alcătuiesc molecula, de exemplu:
M r (N 2 O) = 2 × A r (N) + A r (O) = 2 × 14,0067 + 15,9994 = 44,0128.
Masa moleculară absolută egal cu masa moleculară relativă înmulțită 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.
Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține același număr de particule (molecule, atomi, ioni, electroni) cât sunt atomi de carbon conținuti în 12 g de izotop 12 C.
Masa unui atom de 12 C este de 12 amu, prin urmare numărul de atomi din 12 g de izotop de 12 C este:
N A = 12 g / 12 × 1,66057 × 10 -24 g = 1/1,66057 × 10 -24 = 6,0221 × 10 -23.
Astfel, un mol dintr-o substanță conține 6,0221×10 -23 particule din această substanță.
Mărimea fizică N A se numește constanta lui Avogadro are dimensiunea = mol -1. Numărul 6,0221×10 -23 se numește numărul lui Avogadro.
Masa molară a unei substanțe
DEFINIŢIE
Masa molara (M) este masa a 1 mol dintr-o substanță.
Este ușor de arătat că valorile numerice ale masei molare M și ale masei moleculare relative M r sunt egale, totuși, prima cantitate are dimensiunea [M] = g/mol, iar a doua este adimensională:
M = N A × m (1 moleculă) = N A × M r × 1 amu = (N A ×1 amu) × M r = × M r .
Aceasta înseamnă că dacă masa unei anumite molecule este, de exemplu, 44 amu, atunci masa unui mol de molecule este de 44 g.
Constanta lui Avogadro este un coeficient de proporționalitate care asigură o tranziție de la relațiile moleculare la relațiile molare.
