Egy anyag képletének moláris tömege. Hogyan kell kiszámítani az anyag molekula- és moláris tömegét?

A molekuláris fizika tanulmányozza a testek tulajdonságait, az egyes molekulák viselkedése alapján. Minden látható folyamat a legkisebb részecskék kölcsönhatásának szintjén történik, amit szabad szemmel látunk, csak ezeknek a finom mély összefüggéseknek a következménye.

Kapcsolatban áll

Alapfogalmak

A molekuláris fizikát néha a termodinamika elméleti kiegészítésének tekintik. A jóval korábban létrehozott termodinamika pusztán gyakorlati célokat követve foglalkozott a hő munkába történő átadásának tanulmányozásával. Nem hozott létre elméleti alapot, csak a kísérletek eredményeit írta le. A molekuláris fizika alapfogalmai később, a XIX.

Tanulmányozza a testek kölcsönhatását molekuláris szinten, a statisztikai módszer alapján, amely meghatározza a minimális részecskék - molekulák - kaotikus mozgásmintáit. A molekuláris fizika és a termodinamika kiegészíti egymást, figyelembe véve a folyamatokat különböző nézőpontokból. Ebben az esetben a termodinamika nem érinti az atomi folyamatokat, csak makroszkopikus testekkel foglalkozik, a molekuláris fizika pedig éppen ellenkezőleg, minden folyamatot pontosan az egyes szerkezeti egységek kölcsönhatásának szempontjából vesz figyelembe.

Minden fogalomnak és folyamatnak saját megnevezése van, és speciális képletekkel írják le, amelyek a legnyilvánvalóbban tükrözik bizonyos paraméterek kölcsönhatásait és függőségeit egymástól. A folyamatok és jelenségek megnyilvánulásukban metszik egymást, a különböző képletek ugyanazokat az értékeket tartalmazhatják, és különböző módon fejezhetők ki.

Anyagmennyiség

Az anyag mennyisége határozza meg a kapcsolatot (tömeg) és a tömegben lévő molekulák száma között. A tény az, hogy az azonos tömegű különböző anyagok különböző számú minimális részecskét tartalmaznak. A molekuláris szinten zajló folyamatok csak akkor érthetők meg, ha figyelembe vesszük a kölcsönhatásokban részt vevő atomi egységek számát. Egység az anyag mennyiségének mérésére, az SI rendszerben elfogadott, - anyajegy.

Figyelem! Egy vakond mindig ugyanannyi minimális részecskét tartalmaz. Ezt a számot Avogadro számának (vagy állandónak) nevezik, és 6,02 × 1023.

Ezt az állandót olyan esetekben használják, amikor a számítások megkövetelik az adott anyag mikroszkopikus szerkezetének figyelembevételét. A molekulák számának kezelése nehéz, mivel hatalmas számokkal kell operálni, ezért egy vakondot használnak - egy szám, amely meghatározza a részecskék tömegre számított egységét.

Az anyag mennyiségét meghatározó képlet:

Az anyag mennyiségének kiszámítását különböző esetekben végzik, számos képletekben használják és használják fontos érték a molekuláris fizikában.

Gáznyomás

A gáznyomás fontos mennyiség, amelynek nemcsak elméleti, hanem gyakorlati jelentősége is van. Tekintsük a molekuláris fizikában használt gáznyomás -képletet, a jobb megértéshez szükséges magyarázatokkal.

A képlet elkészítéséhez néhány egyszerűsítést kell végrehajtania. A molekulák képviselik komplex rendszerek többlépcsős szerkezetű. Az egyszerűség kedvéért egy bizonyos edényben lévő gázrészecskéket rugalmas, homogén golyónak tekintünk, amelyek nem lépnek kölcsönhatásba egymással (ideális gáz).

Feltételezzük, hogy a minimális részecskék mozgási sebessége is azonos. Az ilyen egyszerűsítések bevezetésével, amelyek nem sokat változtatnak a valódi helyzeten, a következő meghatározás származhat: a gáznyomás az az erő, amelyet a gázmolekulák az edények falára gyakorolt ​​hatása gyakorol.

Ugyanakkor, figyelembe véve a tér háromdimenziós jellegét és az egyes dimenziók két irányának jelenlétét, lehetőség van a falakra ható szerkezeti egységek számának korlátozására, mint 1/6 rész.

Így, ha mindezeket a feltételeket és feltételezéseket összehozzuk, levezethetjük képlet a gáznyomáshoz ideális körülmények között.

A képlet így néz ki:

ahol P a gáznyomás;

n a molekulák koncentrációja;

K a Boltzmann-állandó (1,38 × 10-23);

Ek - gázmolekulák.

A képletnek van egy másik változata is:

P = nkT,

ahol n a molekulák koncentrációja;

T az abszolút hőmérséklet.

Gáz térfogat képlet

A gázmennyiség az a tér, amelyet egy adott mennyiségű gáz elfoglal bizonyos körülmények között. A szilárd anyagokkal ellentétben, amelyek térfogata állandó, gyakorlatilag független a környező körülményektől, A gáz térfogata a nyomástól függően változhat vagy hőmérséklet.

A gázmennyiség képlet a Mendelejev-Clapeyron egyenlet, amely így néz ki:

PV = nRT

ahol P a gáznyomás;

V a gáz térfogata;

n a gázmólok száma;

R az univerzális gázállandó;

T a gáz hőmérséklete.

A legegyszerűbb permutációk segítségével kapjuk meg a gáz térfogatának képletét:

Fontos! Az Avogadro törvénye szerint a pontosan azonos körülmények között - nyomás, hőmérséklet - elhelyezett gázok egyenlő térfogata mindig azonos számú minimális részecskét tartalmaz.

Kristályosodás

A kristályosodás az anyag fázisból való átmenete folyadékból szilárd állapotba, azaz az olvadás fordított folyamata. A kristályosodási folyamat a hő felszabadulásával történik, amelyet el kell távolítani az anyagból. A hőmérséklet egybeesik az olvadásponttal, az egész folyamatot a következő képlettel írják le:

Q = λm,

ahol Q a hőmennyiség;

λ a fúziós hő;

Ez a képlet leírja a kristályosodást és az olvadást is, mivel valójában ugyanazon folyamat két oldala. Annak érdekében, hogy az anyag kristályosodjon, le kell hűteni az olvadáspontjáig, majd távolítsa el a tömeg mennyiségével egyenlő hőmennyiséget fajlagos hő olvadás (λ). A kristályosodás során a hőmérséklet nem változik.

Van egy másik módja ennek a kifejezésnek a megértésére - a túltelített oldatokból történő kristályosítás. Ebben az esetben az átmenet oka nemcsak egy bizonyos hőmérséklet elérése, hanem az oldat bizonyos anyaggal való telítettségi foka is. Egy bizonyos szakaszban az oldott részecskék száma túl nagyra nő, ami kis egykristályok képződését okozza. Molekulákat kötnek az oldatból, rétegenként növekedést eredményezve. A kristályok különböző formájúak, a növekedési körülményektől függően.

A molekulák száma

A legegyszerűbb egy adott tömegű anyagban lévő részecskék számát a következő képlet segítségével meghatározni:

Ebből következik, hogy a molekulák száma egyenlő:

Vagyis először is meg kell határozni az anyag mennyiségét egy bizonyos tömegre vonatkoztatva. Ekkor megszorozzuk Avogadro számával, és így megkapjuk a szerkezeti egységek számát. Vegyületek esetében a számítást az összetevők atomtömegének összegzésével kell elvégezni. Nézzünk egy egyszerű példát:

Határozzuk meg a vízmolekulák számát 3 grammban. A (H2O) képlet két atomot és egyet tartalmaz. A legkisebb vízrészecske teljes atomtömege: 1 + 1 + 16 = 18 g / mol.

Az anyag mennyisége 3 gramm vízben:

Molekulák száma:

1/6 x 6 x 1023 = 1023.

Molekulatömeg képlet

Egy vakond mindig ugyanannyi minimális részecskét tartalmaz. Ezért, ismerve egy anyajegy tömegét, eloszthatja azt a molekulák számával (Avogadro számával), így egy rendszeregység tömegét kapjuk.

Meg kell jegyezni, hogy ez a képlet csak szervetlen molekulákra vonatkozik. A szerves molekulák sokkal nagyobbak, méretüknek vagy súlyuknak teljesen más jelentése van.

Gáz moláris tömege

A moláris tömeg az egy mól anyag tömege kilogrammban... Mivel egy mól ugyanannyi szerkezeti egységet tartalmaz, a moláris tömeg képlete így néz ki:

M = κ × Mr.

ahol k az arányossági együttható;

Mr az anyag atomtömege.

A gáz moláris tömege a Mendelejev-Clapeyron egyenlet segítségével számítható ki:

pV = mRT / M,

amiből következtetni lehet:

M = mRT / pV

Így a gáz moláris tömege közvetlenül arányos a gáz tömegének szorzatával a hőmérséklet és az univerzális gázállandó szerint, és fordítottan arányos a gáz nyomásának és térfogatának szorzatával.

Figyelem! Meg kell jegyezni, hogy a gáz, mint elem moláris tömege eltérhet a gáztól, mint anyag, például az elem oxigén (O) moláris tömege 16 g / mol, az oxigén pedig anyagként (O2) 32 g / mol.

Az IKT főbb rendelkezései.

Fizika 5 perc alatt - molekuláris fizika

Kimenet

A molekuláris fizikát és termodinamikát tartalmazó képletek lehetővé teszik a szilárd és gázokkal előforduló összes folyamat mennyiségi értékeinek kiszámítását. Az ilyen számításokra mind az elméleti kutatásban, mind a gyakorlatban szükség van, mivel hozzájárulnak a gyakorlati problémák megoldásához.

Az atomok és a molekulák az anyag legkisebb részecskéi, ezért mértékegységként kiválaszthatja az egyik atom tömegét, és kifejezheti a többi atom tömegét a kiválasztotthoz képest. Tehát mi a moláris tömeg és mi a mérete?

Mi a moláris tömeg?

Az atomtömegek elméletének megalapozója a tudós Dalton volt, aki összeállította az atomtömegek táblázatát, és egy hidrogénatom tömegét vette egységként.

A moláris tömeg egy mól anyag tömege. A vakond viszont az az anyagmennyiség, amely bizonyos mennyiségű apró részecskét tartalmaz, amelyek részt vesznek a kémiai folyamatokban. Az egy vakondban található molekulák számát Avogadro számának nevezzük. Ez az érték állandó és nem változik.

Rizs. 1. Avogadro számának képlete.

Így az anyag moláris tömege egy mól tömege, amely 6,02 * 10 ^ 23 elemi részecskét tartalmaz.

Avogadro száma az olasz tudós, Amedeo Avagadro tiszteletére kapta a nevét, aki bebizonyította, hogy az azonos térfogatú gázokban lévő molekulák száma mindig ugyanaz

Moláris tömeg A nemzetközi rendszer Az SI -t kg / mol -ban mérik, bár ezt az értéket általában gramm / mol -ban fejezik ki. Ezt az értéket jelöljük Angol levél M, és a moláris tömeg képlete a következő:

ahol m az anyag tömege, és v az anyag mennyisége.

Rizs. 2. A moláris tömeg kiszámítása.

Hogyan találjuk meg az anyag moláris tömegét?

DI Mendelejev táblázata segít kiszámítani ennek vagy az anyagnak a moláris tömegét. Vegyünk bármilyen anyagot, például a kénsavat. Képlete így néz ki: H 2 SO 4. Most forduljunk az asztalhoz, és nézzük meg, hogy mennyi a savat alkotó elemek atomtömege. Kénsav három elemből áll - hidrogén, kén, oxigén. Ezen elemek atomtömege 1, 32, 16, ill.

Kiderül, hogy a teljes molekulatömeg 98 atomtömegegység (1 * 2 + 32 + 16 * 4). Így megtudtuk, hogy egy mól kénsav 98 gramm.

Az anyag moláris tömege számszerűen megegyezik a relatív molekulatömeggel, ha az anyag szerkezeti egységei molekulák. Az anyag moláris tömege akkor is megegyezhet a relatív atomtömeggel, ha az anyag szerkezeti egységei atomok.

1961 -ig az oxigénatomot atomtömegegységnek vették, de nem egy egész atomot, hanem annak 1/16 részét. Ugyanakkor a kémiai és fizikai tömegegységek nem egyformák. A vegyi anyag 0,03% -kal több, mint a fizikai.

Jelenleg egységes mérési rendszert alkalmaznak a fizikában és a kémiában. Szabványos ea.m. A szénatom tömegének 1/12 -e van kiválasztva.

Rizs. 3. A szén atomtömegegységének képlete.

Bármely gáz vagy gőz moláris tömegét nagyon könnyű mérni. Elég a vezérlés használata. Egy és ugyanazon térfogatú gáz halmazállapotú anyag mennyisége megegyezik egy másik anyaggal azonos hőmérsékleten. Ismert módon a gőztérfogat mérése a kiszorított levegő mennyiségének meghatározása. Ezt a folyamatot a mérőeszközhöz vezető oldalsó kar segítségével hajtják végre.

A moláris tömeg fogalma nagyon fontos a kémiában. Számítása szükséges a polimer komplexek és sok más reakció létrehozásához. Gyógyszeriparban az adott anyag koncentrációját egy anyagban moláris tömeggel határozzák meg. Ezenkívül a moláris tömeg fontos a biokémiai vizsgálatok (elemcsere -folyamat) elvégzésekor.

Napjainkban a tudomány fejlődésének köszönhetően szinte minden vérkomponens molekulatömege ismert, beleértve a hemoglobint is.

A kémiában nem a molekulák abszolút tömegeinek értékeit használják, hanem a relatív molekulatömeg értékét. Megmutatja, hogy egy molekula tömege hányszor nagyobb, mint a szénatom tömegének 1/12 -e. Ezt az értéket M r jelöli.

A relatív molekulatömeg megegyezik alkotó atomjainak relatív atomtömegeinek összegével. Számítsuk ki a víz relatív molekulatömegét.

Tudja, hogy egy vízmolekula két hidrogénatomot és egy oxigénatomot tartalmaz. Ekkor relatív molekulatömege egyenlő lesz mindegyik relatív atomtömegének szorzatával kémiai elem a vízmolekulában lévő atomok száma szerint:

A gázhalmazállapotú anyagok relatív molekulatömegét ismerve össze lehet hasonlítani sűrűségeiket, azaz kiszámítani az egyik gáz relatív sűrűségét a másikkal - D (A / B). Az A gáz relatív sűrűsége a B gáz fölött megegyezik relatív molekulatömegük arányával:

Számítsuk ki a szén -dioxid relatív sűrűségét hidrogénnel:

Most kiszámítjuk a szén -dioxid relatív sűrűségét hidrogénnel:

D (szénév / hidrogén) = M r (szénév): M r (hidrogén) = 44: 2 = 22.

És így, szén-dioxid 22 -szer nehezebb, mint a hidrogén.

Mint tudják, az Avogadro törvénye csak a gáz halmazállapotú anyagokra vonatkozik. De a kémikusoknak elképzeléssel kell rendelkezniük a molekulák számáról és a folyékony vagy szilárd anyagok részéről. Ezért az anyagokban lévő molekulák számának összehasonlítása érdekében a vegyészek bevezették az értéket - moláris tömeg .

A moláris tömeget jelöljük M, számszerűen megegyezik a relatív molekulatömeggel.

Az anyag tömegének és moláris tömegének arányát nevezzük az anyag mennyisége .

Az anyag mennyisége feltüntetett n... Ez az anyag egy részének mennyiségi jellemzője a tömeggel és a térfogattal együtt. Az anyag mennyiségét molban mérik.

A "vakond" szó a "molekula" szóból származik. Az anyag egyenlő mennyiségű molekulájának száma azonos.

Kísérletileg megállapították, hogy 1 mól anyag részecskéket (például molekulákat) tartalmaz. Ezt a számot Avogadro számának nevezik. És ha hozzáad egy mértékegységet - 1 / mol, akkor az lesz fizikai mennyiség- Avogadro állandója, amelyet N A. jelöl.

A moláris tömeget g / mol -ban mérjük. A moláris tömeg fizikai jelentése az, hogy ez a tömeg 1 mól anyag.

Az Avogadro törvénye szerint 1 mól gáz ugyanannyi térfogatot foglal el. Egy mól gáz térfogatát moláris térfogatnak nevezzük, és V n -vel jelöljük.

Normál körülmények között (és ez 0 ° C és normál nyomás- 1 atm. vagy 760 Hgmm. Művészet. vagy 101,3 kPa) a moláris térfogat 22,4 l / mol.

Ezután a gázanyag mennyisége n.u. kiszámítható a gáz térfogatának és a moláris térfogatnak az arányaként.

1. PROBLÉMA... Milyen mennyiségű anyag felel meg 180 g víznek?

2. CÉL. Számítsuk ki a térfogatot normál körülmények között, amelyet 6 mol mennyiségű szén -dioxid fog el.

Bibliográfia

1. A kémia feladatainak és gyakorlatainak gyűjteménye: 8. osztály: a tankönyvhöz P.A. Orzhekovsky et al. "Kémia, 8. osztály" / P.А. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006. (29-34. O.)
2. Ushakova O.V. Kémia munkafüzet: 8. évfolyam: P.A. tankönyvéhez Orzhekovsky és mások. "Kémia. 8. évfolyam "/ О.V. Ushakov, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; alatt. szerk. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (27-32. O.)
3. Kémia: 8. osztály: tankönyv. tábornok számára intézmények / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (12., 13. §)
4. Kémia: nonorg. kémia: tankönyv. 8 cl -ért. általános intézmény / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Oktatás, JSC "Moszkvai tankönyvek", 2009. (10., 17. §)
5. Enciklopédia gyerekeknek. Kötet 17. Kémia / fejezet. szerk .: V.A. Volodin, vezette. tudományos. szerk. I. Leenson. - M .: Avanta +, 2003.

1. Digitális oktatási források egyetlen gyűjteménye ().
2. Elektronikus változat magazin "Kémia és élet" ().
3. Kémiai tesztek (online) ().

Házi feladat

1.69. o., 3. szám; 73. o., 1., 2., 4. sz a "Kémia: 8. osztály" tankönyvből (PA Orzhekovsky, LM Meshcheryakova, LS Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 a kémia feladatok és gyakorlatok gyűjteményéből: 8. osztály: a P.A. tankönyvéhez. Orzhekovsky et al. "Kémia, 8. osztály" / P.А. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.

A mű szövege képek és képletek nélkül kerül elhelyezésre.
Teljes verzió a munka elérhető a "Fájlok a munka" lapon PDF formátumban

Bevezetés

A kémia és a fizika tanulmányozásában fontos szerepet játszanak az olyan fogalmak, mint az "atom", a "kémiai elem relatív atom- és moláris tömege". Úgy tűnik, hogy ezen a területen hosszú ideig semmi újat nem fedeztek fel. A Tiszta és Alkalmazott Kémia Nemzetközi Szövetsége (IUPAC) azonban évente frissíti a kémiai elemek atomtömegének értékeit. Az elmúlt 20 évben 36 elem atomtömegeit korrigálták, közülük 18 -ban nincs izotóp.

Amikor részt vettünk a természettudományi olimpia egész oroszországi teljes munkaidős fordulójában, a következő problémát ajánlottuk fel: "Javasoljon módszert az anyag moláris tömegének meghatározására iskolai laboratóriumban."

Ez a feladat pusztán elméleti volt, és sikeresen teljesítettem. Ezért úgy döntöttem, kísérletileg, egy iskolai laboratóriumban, hogy kiszámítsam egy anyag moláris tömegét.

Cél:

Iskolai laboratóriumban határozza meg kísérletileg az anyag moláris tömegét.

Feladatok:

Fedezze fel a tudományos irodalmat, amely leírja a relatív atom- és moláris tömeg kiszámításának módját.

Kísérletileg határozzuk meg az anyag moláris tömegét gáz- és szilárd halmazállapotban, fizikai módszerekkel.

Levonni a következtetést.

II. Fő rész

Alapfogalmak:

Relatív atomtömeg egy kémiai elem tömege atomtömegegységben (amu) kifejezve. 1 amu -ért A 12 -es atomtömegű szén -izotóp tömegének 1/12 -ét veszik fel. 1 amu = 1,6605655 · 10 -27 kg.

Relatív atomtömeg - megmutatja, hogy egy kémiai elem adott atomjának tömege hányszor nagyobb, mint a 12 C izotóp tömegének 1/12 -e.

Izotópok- ugyanazon kémiai elem atomjai, különböző számú neutronnal és ugyanannyi protonnal a sejtmagban, ezért különböző relatív atomtömegekkel.

Egy anyag moláris tömege - ez az anyag tömege 1 mol mennyiségben.

1 mol - ez az anyagmennyiség, amely ugyanannyi atomot (molekulát) tartalmaz, mint 12 g szénben.

Egy anyag fajlagos hője egy fizikai mennyiség, amely megmutatja, hogy mennyi hőt kell közölni az 1 kg súlyú alanyokkal ahhoz, hogy hőmérsékletét 1 0 C -kal megváltoztassa.

Hőkapacitás- ez az anyag fajlagos hőkapacitásának és tömegének szorzata.

A kémiai elemek atomtömegének meghatározásának története:

Miután elemeztem a különböző kémiai elemek relatív atomtömegének meghatározásának történetével kapcsolatos szakirodalmi forrásokat, úgy döntöttem, hogy az adatokat egy táblázatban foglalom össze, ami nagyon kényelmes, mivel v különféle források Az irodalmi információkat homályosan közöljük:

Tudós neve, év	Hozzájárulás a relatív atomtömegek vizsgálatához és meghatározásához	jegyzet
John Dalton	Világos, hogy lehetetlen közvetlenül mérni az atomokat. Dalton csak a "gázhalmazállapotú és egyéb testek legkisebb részecskeinek súlyának arányáról" beszélt, vagyis azok relatív tömegéről. Tömegegységként Dalton egy hidrogénatom tömegét vette fel, és más atomok tömegeinek megkereséséhez a különböző hidrogénvegyületek és más kutatók által talált egyéb elemek százalékos összetételét használta fel. Dalton összeállította a világ első táblázatát egyes elemek relatív atomtömegeiről.
William Prout	Azt javasolta, hogy minden más elem a legkönnyebb elemből - a hidrogénből kondenzációval - keletkezhetett. Ebben az esetben minden elem atomtömegének a hidrogénatom tömegének többszöröseinek kell lennie. Az atomtömegegységhez azt javasolta, hogy válasszanak hidrogént.	Csak később- az elkövetkező néhány évben kiderült, hogy Prout hipotézise valójában beigazolódott volt: az összes elem valójában a szupernóvák robbanása során keletkezett a hidrogénatomok - protonok, valamint neutronok - magjából.
1819 Dulong P.I., A.T. Pti:	Ökölszabály: az atomtömeg és a hőkapacitás terméke- az érték állandó. A szabályt továbbra is használják bizonyos anyagok relatív atomtömegének meghatározására.	Berzelius a szabály alapján korrigálta a fémek egyes atomtömegeit
Stas, Richards	Néhány elem relatív atomtömegének tisztázása.
S. Ca-Nizzaro	Egyes elemek relatív atomtömegének meghatározása az elemek illékony vegyületeinek ismert relatív molekulatömegének meghatározásával
Stas, Belgium	Azt javasolta, hogy változtassák meg az atomtömegegységet, és válasszák az oxigénatomot új szabványként. Az oxigénatom tömegét 16 000 -nek tekintették, a mértékegység ennek az oxigénmasszának 1/16 -a lett.
	Prout hipotézisének teljes cáfolata, amely egyes vegyületek kémiai elemeinek tömegarányának meghatározásán alapul
D.I. Mendelejev	Alapján definiálva és javítva periódusos táblázat néhány ismert és még fel nem fedezett kémiai elem relatív atomtömege.
	Az úgynevezett oxigénskálát jóváhagyták, ahol az oxigénatom tömegét vették alapul.
Theodore William Richards	Század elején. nagyon pontosan meghatározta 25 kémiai elem atomtömegét, és kijavította a többi vegyész által korábban elkövetett hibákat.
	Tömegspektrográfot hoztak létre a relatív atomtömegek meghatározására
	Az atomtömegegység (amu) esetében a 12C szénizotóp tömegének 1/12 -ét (szén -egység) vettük. (1 amu vagy 1D (dalton), SI egységekben 1.6605710-27 kg.)

Az atom relatív atomtömegének ismeretében meghatározhatja az anyag moláris tömegét: М = Аr · 10̄ ³ kg / mol

Az elemek molekulatömegének meghatározására szolgáló módszerek:

Az atom- és molekulatömeget fizikai vagy kémiai módszerekkel lehet meghatározni. Kémiai módszerek abban különböznek, hogy az egyik szakaszban nem maguk az atomok jelennek meg bennük, hanem azok kombinációi.

Fizikai módszerek:

1 út. Dilógus és Petit törvénye

1819 -ben Dulong A.T. Petit megállapította a szilárd anyagok hőkapacitásának törvényét, amely szerint az egyszerű szilárd anyagok fajlagos hőkapacitásának szorzata az alkotóelemek relatív atomtömegével megközelítőleg állandó érték (modern mértékegységekben kb. Cv Ar = 25,12 J / (G.K)); most ezt az arányt "Dulong-Petit törvénynek" nevezik. A fajhő törvénye, amely sokáig észrevétlen maradt a kortársak számára, később alapul szolgált a nehéz elemek atomtömegeinek közelítő értékelésére szolgáló módszerhez. Dulong és Petit törvényéből az következik, hogy ha a 25.12 -et elosztjuk egy egyszerű anyag fajlagos hőjével, amely kísérletileg könnyen meghatározható, akkor meg lehet találni a relatív atomtömeg hozzávetőleges értékét ennek az elemnek... És ismerve egy elem relatív atomtömegét, meg tudja határozni az anyag moláris tömegét.

М = Мr · 10̵ ³ kg / mol

Tovább kezdeti szakasz A fizika és a kémia fejlődésében az elem fajhőjét könnyebb volt meghatározni, mint sok más paramétert, ezért e törvény alkalmazásával megállapították a RELATÍV ATOMTÖMEG hozzávetőleges értékeit.

Eszközök, Ar = 25,12 / s

c az anyag fajhője

A szilárd anyag fajhőjének meghatározásához a következő kísérletet hajtjuk végre:

1. 1. 1. Öntsük a kaloriméterbe forró vízés határozza meg tömegét és kezdeti hőmérsékletét.

         Határozzuk meg egy ismeretlen anyagból készült szilárd anyag tömegét, amelynek relatív atomtömegét meg kell határoznunk. Határozzuk meg a kezdeti hőmérsékletét is (kezdeti hőmérséklete megegyezik a levegő szobahőmérsékletével, mivel a test már régóta ebben a helyiségben van).

         Beletesszük a kaloriméterbe forró víz szilárd és határozza meg a kaloriméterben megállapított hőmérsékletet.

         A szükséges számítás elvégzése után meghatározzuk a szilárd anyag fajhőjét.

Q1 = c1m1 (t-t1), ahol Q1 a víz által a hőcsere következtében leadott hőmennyiség, c1 a víz fajlagos hőkapacitása (táblázat szerinti érték), m1 a víz tömege, t a végső hőmérséklet, t 1 a a víz kezdeti hőmérséklete, Q2 = c2m2 (t-t2) ahol Q2 a szilárd anyag által hőcsere eredményeként kapott hőmennyiség, c2 az anyag fajlagos hőkapacitása (meghatározandó), m2 az anyag tömege, t 2 az anyag kezdeti hőmérséklete a vizsgált szerv, mivel az egyenletet hőmérlegúgy néz ki, mint a: Q1 + Q2 = 0 ,

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

						c, J / (kg 0 K)

Átlagos relatív atomtömeg anyag kiderült

Ar = 26,5 amu

Ennélfogva, moláris tömeg a egyenlő M = 0,0265 kg / mol.

Szilárd test - alumínium rúd

2. módszer. Számítsuk ki a levegő moláris tömegét.

A rendszer egyensúlyi állapotának segítségével kiszámíthatja egy anyag, például egy gáz, például levegő moláris tömegét is.

Fa = F szoros(Archimedes erő hat ballon kiegyensúlyozza a labda héjára ható teljes gravitációs erő, a labdában lévő gáz és a labdára felfüggesztett teher.) Természetesen figyelembe véve, hogy a labda fel van függesztve a levegőben (nem emelkedik és nem esik le).

Fa- Arkhimédész ereje, amely a levegőben lévő labdára hat

Fa = ρvg Vsh

ρv - légsűrűség

F1- a golyó héjára és a labdán belüli gázra (héliumra) ható gravitációs erő

F1 = mobg + mgelg

F2- a terhelésre ható gravitációs erő

F2 = mgr

A képletet kapjuk: ρвg Vш= mob g + mgel g + mgr g (1)

A levegő moláris tömegének kiszámításához használjuk a Mendelejev-Clapeyron képletet:

Fejezzük ki a levegő moláris tömegét:

A (3) egyenletben a (2) egyenletet helyettesítjük a légsűrűség helyett. Tehát megkaptuk a képletet a levegő moláris tömegének kiszámításához:

Ezért a levegő moláris tömegének megtalálásához meg kell mérnie:

1) a rakomány súlya

2) a hélium tömege

3) héj tömege

4) a levegő hőmérséklete

5) légnyomás (légköri nyomás)

6) a labda térfogata

R- univerzális gázállandó, R = 8,31 J / (mol K)

A barométer légköri nyomást mutatott

egyenlő pa = 96000Pa

Beltéri levegő hőmérséklete:

T = 23 + 273 = 297K

Elektronikus mérlegek segítségével határoztuk meg a terhelés tömegét és a golyó héjának tömegét:

mgr = 8,02 g

golyóhéj tömege:

mob = 3,15 g

A labda térfogatát kétféleképpen határoztuk meg:

a) labdánk kereknek bizonyult. Miután több helyen megmértük a golyó kerületét, meghatároztuk a golyó sugarát. És akkor a hangereje: V = 4/3 · πR³

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

Vsh = 0,0107m³

b) vizet öntött egy vödörbe egészen a széléig, miután egy tálcába helyezte a víz leeresztéséhez. Teljesen leengedtük a labdát a vízbe, a víz egy részét a vödör alatti fürdőbe öntöttük, megmérve a vödörből kiöntött víz mennyiségét, meghatároztuk a térfogatot ballon: Víz = Vsh = 0,011m³

(A képen látható labda közelebb volt a kamerához, így nagyobbnak tűnik)

Tehát a számításhoz a labda térfogatának átlagos értékét vettük:

Vsh = 0,0109m³

A hélium tömegét a Mendelejev-Clapeyron egyenlet segítségével határozzuk meg, figyelembe véve, hogy a hélium hőmérséklete megegyezik a levegő hőmérsékletével, és a hélium nyomása a golyó belsejében megegyezik a légköri nyomással.

Hélium moláris tömege 0,004 kg / mol:

mgel = 0,00169 kg

Az összes mérési eredményt a (4) képletbe helyettesítve megkapjuk a levegő moláris tömegének értékét:

M = 0,030 kg / mol

(a moláris tömeg táblázatértéke

levegő 0,029 kg / mol)

Kimenet: iskolai laboratóriumban fizikai módszerekkel meghatározhatja a kémiai elem relatív atomtömegét és az anyag moláris tömegét. Miután megtette ez a munka, Sokat tanultam a relatív atomtömeg meghatározásának módszereiről. Természetesen sok módszer nem áll rendelkezésre egy iskolai laboratórium számára, de ennek ellenére, még elemi berendezések használatával is, kísérletileg meg tudtam határozni fizikai módszerekkel a kémiai elem relatív atomtömegét és az anyag moláris tömegét. Ezért teljesítettem a munkámban kitűzött célt és feladatokat.

A felhasznált irodalom jegyzéke

alhimik.ru

alhimikov.net

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

G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2 Mól, moláris tömeg. Szerves kémia: webbook.

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

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

A molekulatömeg a modern kémia egyik alapfogalma. Bevezetése azután lett lehetséges, hogy tudományos bizonyítást nyert Avogadro azon állítása, miszerint sok anyag apró részecskékből áll - molekulákból, amelyek mindegyike viszont atomokból áll. A tudomány ezt az ítéletet Amadeo Avogadro olasz vegyésznek köszönheti, aki tudományosan megalapozta az anyagok molekuláris szerkezetét, és sok fontos fogalmat és törvényt adott a kémiának.

Az elemek tömegegységei

Kezdetben a hidrogénatomot tekintették az atom- és molekulatömeg alapegységének, mint a világegyetem legkönnyebb elemének. De az atomtömegeket nagyrészt oxigénvegyületeik alapján számították ki, ezért úgy döntöttek, hogy új szabványt választanak az atomtömegek meghatározására. Az oxigén atomtömegét 15 -nek, a Föld legkönnyebb anyagának, a hidrogénnek az atomtömegét vették fel. - 1961 -ben a tömeg meghatározására szolgáló oxigénrendszer általánosan elfogadott volt, de bizonyos kellemetlenségeket okozott.

1961 -ben elfogadták a relatív atomtömegek új skáláját, amelynek szabványa a 12 C szénizotóp volt. Az atomtömegegység (rövidítve amu) a szabvány tömegének 1/12 -e. Jelenleg az atomtömeg egy atom tömege, amelyet amu -ban kell kifejezni.

Molekulatömeg

Bármely anyag molekulájának tömege megegyezik az adott molekulát alkotó összes atom tömegének összegével. A gáz legkönnyebb molekulatömege a hidrogén, vegyületét H 2 -ként írják, és értéke közel van a kettőhöz. A vízmolekula oxigénatomból és két hidrogénatomból áll. Ez azt jelenti, hogy molekulatömege 15,994 + 2 * 1,0079 = 18,0152 amu. A legnagyobb molekulatömeg összetett szerves vegyületek- fehérjék és aminosavak. A fehérje szerkezeti egységének molekulatömege 600 és 106 között van, és ennél több, attól függően, hogy ebben a makromolekuláris szerkezetben hány peptidlánc található.

Molylepke

A kémia szabványos tömeg- és térfogat -egységei mellett egy nagyon speciális rendszeregységet használnak - a vakondot.

A vakond az az anyagmennyiség, amely annyi szerkezeti egységet (ionokat, atomokat, molekulákat, elektronokat) tartalmaz, amennyi a 12 C izotóp 12 grammjában található.

Az anyag mennyiségének mérésekor meg kell jelölni, hogy mely szerkezeti egységekre gondolunk. Amint az a "mól" fogalmából következik, minden egyes esetben pontosan meg kell jelölni, hogy milyen szerkezeti egységekről van szó - például a H + -ionok móljáról, a H2 -molekulák moljáról stb.

Molekula- és molekulatömeg

Az anyag mennyiségének tömegét 1 mólban g / mol -ban mérjük, és moláris tömegnek nevezzük. A molekula és a moláris tömeg összefüggése írható fel egyenletként

ν = k × m / M, ahol k az arányossági együttható.

Könnyű azt mondani, hogy bármilyen arány esetén az arányossági együttható egy lesz. Valójában a szén izotópjának relatív molekulatömege 12 amu, és a definíció szerint ennek az anyagnak a moláris tömege 12 g / mol. A molekulatömeg és a moláris arány aránya 1. Ezért arra lehet következtetni, hogy a moláris és a molekulatömeg azonos számértékekkel rendelkezik.

Gázmennyiségek

Mint tudod, minden körülöttünk lévő anyag szilárd, folyékony vagy gáz halmazállapotú lehet az összesítés állapota... A szilárd anyagok esetében a leggyakoribb alapmérés a tömeg, a szilárd anyagok és folyadékok esetében a térfogat. Ez annak köszönhető, hogy a szilárd anyagok megtartják alakjukat és véges méreteiket, a folyékony és gáz halmazállapotú anyagok nem rendelkeznek véges méretekkel. Bármely gáz sajátossága, hogy szerkezeti egységei - molekulák, atomok, ionok - között a távolság sokszor nagyobb, mint a folyadékok vagy szilárd anyagok azonos távolsága. Például egy mól víz normál körülmények között 18 ml térfogatot vesz fel - körülbelül ugyanannyi fér el egy evőkanálban. Egy mól finom kristály térfogata asztali só- 58,5 ml, és 1 mól cukor térfogata 20 -szor több, mint egy mól víz. Még több hely szükséges a gázok számára. Normál körülmények között egy mól nitrogén 1240 -szer nagyobb térfogatot foglal el, mint egy mól víz.

Így a gáz halmazállapotú anyagok térfogata jelentősen eltér a folyadék és a szilárd anyag térfogatától. Ennek oka a különböző aggregációs állapotú anyagmolekulák közötti távolságok különbsége.

Normál körülmények

Bármely gáz állapota nagyban függ a hőmérséklettől és a nyomástól. Például a nitrogén 20 ° C hőmérsékleten 24 liter térfogatot vesz fel, 100 ° C -on pedig ugyanazon a nyomáson - 30,6 liter. A vegyészek figyelembe vették ezt a függőséget, ezért úgy döntöttek, hogy a gáz halmazállapotú anyagokkal végzett összes műveletet és mérést a normális körülményekre csökkentik. Világszerte a normál körülmények paraméterei azonosak. A gáznemű vegyi anyagok esetében ezek:

• Hőmérséklet 0 ° C -on.
• Nyomás 101,3 kPa.

Normál körülmények között speciális rövidítést alkalmaznak - n.o. Néha a problémákban ezt a megnevezést nem írják le, akkor gondosan olvassa el újra a probléma feltételeit, és hozza a megadott gázparamétereket a normál állapotba.

1 mól gáz térfogatának kiszámítása

Például könnyen kiszámítható egy mól bármely gáz, például nitrogén. Ehhez először meg kell találnia a relatív molekulatömeg értékét:

M r (N 2) = 2 × 14 = 28.

Mivel az anyag relatív molekulatömege számszerűen megegyezik a moláris tömeggel, akkor M (N2) = 28 g / mol.

Kísérletileg azt találták, hogy normál körülmények között a nitrogén sűrűsége 1,25 g / liter.

Cserélje ki ezt az értéket az iskolai fizika tanfolyamból ismert standard képletbe, ahol:

• V a gáz térfogata;
• m a gáz tömege;
• ρ a gáz sűrűsége.

Azt kapjuk, hogy a nitrogén moláris térfogata normál körülmények között

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

Kiderült, hogy egy mól nitrogén 22,4 liter.

Ha ilyen műveletet hajt végre minden létező gáz halmazállapotú anyaggal, akkor elképesztő következtetésre juthat: minden gáz térfogata normál körülmények között 22,4 liter. Függetlenül attól, hogy milyen gázról beszélünk, milyen szerkezetű és fizikai -kémiai jellemzőkkel rendelkezik, ennek a gáznak egy mólja 22,4 liter térfogatot foglal el.

A gáz moláris térfogata a kémia egyik legfontosabb állandója. Ez az állandó lehetővé teszi számos, a gázok tulajdonságainak normál körülmények között történő mérésével kapcsolatos kémiai probléma megoldását.

Eredmények

A gázhalmazállapotú anyagok molekulatömege fontos az anyag mennyiségének meghatározásában. És ha a kutató ismeri egy adott gáz anyagának mennyiségét, akkor meg tudja határozni egy ilyen gáz tömegét vagy térfogatát. A gáz halmazállapotú anyag ugyanazon része esetében a következő feltételek teljesülnek egyidejűleg:

ν = m / M ν = V / V m.

Ha eltávolítjuk a ν konstansot, kiegyenlíthetjük ezt a két kifejezést:

Így kiszámíthatja az anyag egy részének tömegét és térfogatát, valamint a vizsgált anyag molekulatömegét. Ezzel a képlettel könnyen kiszámíthatja a térfogat / tömeg arányt. Ha ezt a képletet M = m V m / V formára redukáljuk, a kívánt vegyület moláris tömege válik ismertté. Ennek az értéknek a kiszámításához elegendő tudni a vizsgált gáz tömegét és térfogatát.

Emlékeztetni kell arra, hogy az anyag valódi molekulatömegének és a képletnek megfelelő szigorú megfeleltetése lehetetlen. Bármely gáz sok szennyeződést és adalékanyagot tartalmaz, amelyek bizonyos változtatásokat végeznek szerkezetében, és befolyásolják a tömeg meghatározását. De ezek az ingadozások megváltoztatják a talált eredmény harmadik vagy negyedik tizedesjegyét. Ezért az iskolai problémák és kísérletek esetében a talált eredmények meglehetősen hihetőek.