Masa cząsteczkowa g mol. Jak znaleźć masę molową

Każda substancja składa się z cząstek o określonej strukturze (cząsteczek lub atomów). Masę molową prostego związku oblicza się zgodnie z układem okresowym pierwiastków D.I. Mendelejew. Jeśli konieczne jest znalezienie tego parametru dla złożonej substancji, obliczenia okazują się długie i w tym przypadku liczbę sprawdza się w podręczniku lub katalogu chemicznym, w szczególności Sigma-Aldrich.

Pojęcie masy molowej

Masa molowa (M) to masa jednego mola substancji. Ten parametr dla każdego atomu można znaleźć w układzie okresowym pierwiastków; znajduje się on bezpośrednio pod nazwą. Przy obliczaniu masy związków liczbę zwykle zaokrągla się do najbliższej całości lub części dziesiątej. Aby w pełni zrozumieć, skąd bierze się to znaczenie, konieczne jest zrozumienie pojęcia „kret”. Jest to ilość substancji zawierająca liczbę cząstek tej ostatniej równą 12 g trwałego izotopu węgla (12 C). Atomy i cząsteczki substancji różnią się wielkością w szerokim zakresie, podczas gdy ich liczba w molu jest stała, ale masa wzrasta, a zatem i objętość.

Pojęcie „masy molowej” jest ściśle powiązane z liczbą Avogadro (6,02 x 10 23 mol -1). Liczba ta oznacza stałą liczbę jednostek (atomów, cząsteczek) substancji w 1 molu.

Znaczenie masy molowej dla chemii

Substancje chemiczne wchodzą ze sobą w różne reakcje. Zazwyczaj równanie dowolnej interakcji chemicznej określa liczbę zaangażowanych cząsteczek lub atomów. Takie oznaczenia nazywane są współczynnikami stechiometrycznymi. Zazwyczaj są one wskazane przed formułą. Dlatego ilościowa charakterystyka reakcji opiera się na ilości substancji i masie molowej. Wyraźnie odzwierciedlają wzajemne oddziaływanie atomów i cząsteczek.

Obliczanie masy molowej

Skład atomowy dowolnej substancji lub mieszaniny składników o znanej strukturze można sprawdzić za pomocą układu okresowego pierwiastków. Związki nieorganiczne z reguły zapisuje się za pomocą ogólnego wzoru, to znaczy bez oznaczania struktury, a jedynie liczby atomów w cząsteczce. Substancje organiczne oznacza się w ten sam sposób przy obliczaniu masy molowej. Na przykład benzen (C 6 H 6).

Jak oblicza się masę molową? Wzór uwzględnia rodzaj i liczbę atomów w cząsteczce. Według tabeli D.I. Mendelejewa sprawdza się masy molowe pierwiastków i każdą liczbę mnoży się przez liczbę atomów we wzorze.

Na podstawie masy cząsteczkowej i rodzaju atomów można obliczyć ich liczbę w cząsteczce i utworzyć wzór na związek.

Masa molowa pierwiastków

Często do przeprowadzenia reakcji, obliczeń w chemii analitycznej i ułożenia współczynników w równaniach wymagana jest znajomość mas cząsteczkowych pierwiastków. Jeśli cząsteczka zawiera jeden atom, wówczas wartość ta będzie równa wartości substancji. Jeśli obecne są dwa lub więcej pierwiastków, masę molową mnoży się przez ich liczbę.

Wartość masy molowej przy obliczaniu stężeń

Parametr ten służy do przeliczania prawie wszystkich metod wyrażania stężeń substancji. Na przykład często pojawiają się sytuacje przy określaniu ułamka masowego na podstawie ilości substancji w roztworze. Ostatni parametr wyrażony jest w jednostce miary mol/litr. Aby określić wymaganą masę, ilość substancji mnoży się przez masę molową. Wynikową wartość zmniejsza się 10 razy.

Masę molową wykorzystuje się do obliczenia normalności substancji. Parametr ten wykorzystywany jest w chemii analitycznej do przeprowadzania metod miareczkowych i analiz grawimetrycznych, gdy konieczne jest dokładne przeprowadzenie reakcji.

Pomiar masy molowej

Pierwszym historycznym eksperymentem było zmierzenie gęstości gazów w stosunku do wodoru. Przeprowadzono dalsze badania właściwości koligatywnych. Należą do nich na przykład ciśnienie osmotyczne, określające różnicę we wrzeniu lub zamarzaniu pomiędzy roztworem a czystym rozpuszczalnikiem. Parametry te bezpośrednio korelują z liczbą cząstek materii w układzie.

Czasami pomiar masy molowej przeprowadza się na substancji o nieznanym składzie. Wcześniej stosowano metodę taką jak destylacja izotermiczna. Jego istotą jest umieszczenie roztworu substancji w komorze nasyconej parami rozpuszczalnika. W tych warunkach następuje kondensacja pary, a temperatura mieszaniny wzrasta, osiąga równowagę i zaczyna spadać. Uwolnione ciepło parowania oblicza się na podstawie zmiany szybkości ogrzewania i chłodzenia roztworu.

Główną nowoczesną metodą pomiaru masy molowej jest spektrometria mas. Jest to główny sposób identyfikacji mieszanin substancji. Przy pomocy nowoczesnych przyrządów proces ten przebiega automatycznie, wystarczy jedynie wstępnie wybrać warunki rozdziału związków w próbce. Metoda spektrometrii mas opiera się na jonizacji substancji. W rezultacie powstają różne naładowane fragmenty związku. Widmo masowe wskazuje stosunek masy do ładunku jonów.

Wyznaczanie masy molowej gazów

Po prostu mierzy się masę molową dowolnego gazu lub pary. Wystarczy użyć kontroli. Ta sama objętość substancji gazowej jest równa ilości innej substancji w tej samej temperaturze. Dobrze znanym sposobem pomiaru objętości pary jest określenie ilości wypartego powietrza. Proces ten odbywa się za pomocą bocznego odgałęzienia prowadzącego do urządzenia pomiarowego.

Praktyczne zastosowania masy molowej

Zatem pojęcie masy molowej jest używane wszędzie w chemii. Aby opisać proces, utworzyć kompleksy polimerowe i inne reakcje, konieczne jest obliczenie tego parametru. Ważnym punktem jest określenie stężenia substancji czynnej w substancji farmaceutycznej. Na przykład właściwości fizjologiczne nowego związku bada się za pomocą hodowli komórkowej. Ponadto masa molowa jest ważna przy przeprowadzaniu badań biochemicznych. Na przykład podczas badania udziału pierwiastka w procesach metabolicznych. Obecnie znana jest budowa wielu enzymów, dzięki czemu możliwe jest obliczenie ich masy cząsteczkowej, mierzonej głównie w kilodaltonach (kDa). Obecnie znane są masy cząsteczkowe prawie wszystkich składników ludzkiej krwi, w szczególności hemoglobiny. Masa cząsteczkowa i molowa substancji są w niektórych przypadkach synonimami. Różnice polegają na tym, że ostatni parametr jest średnią dla wszystkich izotopów atomu.

Wszelkie eksperymenty mikrobiologiczne mające na celu dokładne określenie wpływu substancji na układ enzymatyczny przeprowadza się przy użyciu stężeń molowych. Na przykład w biokatalizie i innych obszarach, w których konieczne jest badanie aktywności enzymatycznej, stosuje się pojęcia takie jak induktory i inhibitory. Aby regulować aktywność enzymów na poziomie biochemicznym, konieczne są badania z wykorzystaniem mas molowych. Parametr ten ugruntował swoją pozycję w naukach przyrodniczych i inżynieryjnych, takich jak fizyka, chemia, biochemia i biotechnologia. Tak scharakteryzowane procesy stają się bardziej zrozumiałe z punktu widzenia mechanizmów i określenia ich parametrów. Przejście od nauk podstawowych do stosowanych nie jest kompletne bez wskaźnika masy molowej, począwszy od roztworów fizjologicznych, układów buforowych, a skończywszy na ustaleniu dawek substancji farmaceutycznych dla organizmu.

Tekst pracy publikujemy bez obrazów i formuł.
Pełna wersja pracy dostępna jest w zakładce „Pliki Pracy” w formacie PDF

Wstęp

Podczas studiowania chemii i fizyki ważną rolę odgrywają takie pojęcia, jak „atom”, „względna masa atomowa i molowa pierwiastka chemicznego”. Wydawać by się mogło, że od dawna w tej dziedzinie nie odkryto nic nowego. Jednak Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) corocznie aktualizuje wartości mas atomowych pierwiastków chemicznych. W ciągu ostatnich 20 lat skorygowano masy atomowe 36 pierwiastków, z których 18 nie ma izotopów.

Biorąc udział w ogólnorosyjskiej pełnoetatowej rundzie Olimpiady z nauk przyrodniczych, zaproponowano nam następujące zadanie: „Zaproponuj sposób określenia masy molowej substancji w szkolnym laboratorium”.

To zadanie było czysto teoretyczne i udało mi się je rozwiązać pomyślnie. Postanowiłem więc eksperymentalnie, w szkolnym laboratorium, obliczyć masę molową substancji.

Cel:

Wyznacz doświadczalnie masę molową substancji w szkolnym laboratorium.

Zadania:

Przestudiować literaturę naukową opisującą metody obliczania względnej masy atomowej i molowej.

Wyznaczać doświadczalnie masę molową substancji w stanie gazowym i stałym metodami fizycznymi.

Wyciągać wnioski.

II. Głównym elementem

Podstawowe koncepcje:

Względna masa atomowa to masa pierwiastka chemicznego wyrażona w atomowych jednostkach masy (amu). Na 1:00 Przyjmuje się 1/12 masy izotopu węgla o masie atomowej 12. 1 amu = 1,6605655·10 -27 kg.

Względna masa atomowa - pokazuje, ile razy masa danego atomu pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy izotopu 12C.

Izotopy- atomy tego samego pierwiastka chemicznego, które mają różną liczbę neutronów i taką samą liczbę protonów w jądrze, a zatem mają różne względne masy atomowe.

Masa molowa substancji - ta masa substancji pobrana w ilości 1 mol.

1 mol - Jest to ilość substancji zawierająca taką samą liczbę atomów (cząsteczek), jaka znajduje się w 12 g węgla.

Ciepło właściwe substancji jest wielkością fizyczną, która pokazuje, ile ciepła należy przekazać ciału o masie 1 kg, aby jego temperatura zmieniła się o 1 0 C.

Pojemność cieplna- Jest to iloczyn ciepła właściwego substancji i jej masy.

Historia wyznaczania mas atomowych pierwiastków chemicznych:

Po przeanalizowaniu różnych źródeł literatury na temat historii wyznaczania względnych mas atomowych różnych pierwiastków chemicznych zdecydowałem się podsumować dane w tabeli, co jest dość wygodne, ponieważ W różnych źródłach literaturowych informacje podawane są niejasno:

Znając względną masę atomową atomu, możemy określić masę molową substancji: M= Ar·10̄ ³ kg/mol

Metody wyznaczania mas cząsteczkowych pierwiastków:

Masę atomową i cząsteczkową można określić metodami fizycznymi lub chemicznymi. Metody chemiczne różnią się tym, że na jednym etapie angażują nie same atomy, ale ich kombinacje.

Metody fizyczne:

1 sposób. Prawo Duloga i Petita

W 1819 roku Dulong wraz z A.T. Petita ustalił prawo pojemności cieplnej ciał stałych, zgodnie z którym iloczyn ciepła właściwego prostych ciał stałych i względnej masy atomowej pierwiastków składowych ma w przybliżeniu stałą wartość (we współczesnych jednostkach miary równą w przybliżeniu Сv·Аr = 25,12 J/(g.K)); Obecnie zależność tę nazywa się „prawem Dulonga-Petita”. Prawo ciepła właściwego, które przez długi czas pozostawało niezauważone przez współczesnych, posłużyło później jako podstawa metody przybliżonego szacowania mas atomowych ciężkich pierwiastków. Z prawa Dulonga i Petita wynika, że ​​dzieląc 25,12 przez ciepło właściwe prostej substancji, które można łatwo wyznaczyć eksperymentalnie, można znaleźć przybliżoną wartość względnej masy atomowej danego pierwiastka. Znając względną masę atomową pierwiastka, możesz określić masę molową substancji.

М=Мr·10̵ ³ kg/mol

Na początkowym etapie rozwoju fizyki i chemii ciepło właściwe pierwiastka było łatwiejsze do określenia niż wiele innych parametrów, dlatego korzystając z tego prawa ustalono przybliżone wartości WZGLĘDNEJ MASY ATOMOWEJ.

Oznacza, Ar=25,12/s

c jest ciepłem właściwym substancji

Aby wyznaczyć ciepło właściwe ciała stałego, przeprowadzamy następujące doświadczenie:

1. 1. 1. Do kalorymetru wlewamy gorącą wodę i określamy jego masę oraz temperaturę początkową.

         Wyznaczmy masę ciała stałego wykonanego z nieznanej substancji, której względną masę atomową musimy wyznaczyć. Określimy także jego temperaturę początkową (jego temperatura początkowa jest równa temperaturze powietrza w pomieszczeniu, gdyż ciało przebywało w tym pomieszczeniu przez dłuższy czas).

         Opuśćmy ciało stałe do kalorymetru z gorącą wodą i określmy temperaturę wyznaczoną w kalorymetrze.

         Po dokonaniu niezbędnych obliczeń określamy pojemność cieplną właściwą ciała stałego.

Q1=c1m1(t-t1), gdzie Q1 to ilość ciepła oddana przez wodę w wyniku wymiany ciepła, c1 to ciepło właściwe wody (wartość tabelaryczna), m1 to masa wody, t to temperatura końcowa, t 1 to temperatura początkowa temperatura wody, Q2=c2m2(t-t2), gdzie Q2 to ilość ciepła otrzymanego przez ciało stałe w wyniku wymiany ciepła, c2 to ciepło właściwe substancji (do ustalenia), m2 to masa substancji, t 2 to temperatura początkowa badanego ciała, ponieważ Równanie bilansu cieplnego ma postać: Q1 + Q2 = 0 ,

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

Średnia wartość względna masa atomowa okazały się substancje

Ar = 26,5 amu

Stąd, masa cząsteczkowa a jest równe M = 0,0265 kg/mol.

Solidny korpus - pręt aluminiowy

Metoda 2. Obliczmy masę molową powietrza.

Korzystając z warunku równowagi układu, można również obliczyć masę molową substancji, na przykład gazu, na przykład powietrza.

Fa = Fstrand(siła Archimedesa działająca na balon jest równoważona przez całkowitą siłę ciężkości działającą na powłokę balonu, gaz w balonie i ciężar zawieszony na balonie.). Oczywiście biorąc pod uwagę, że piłka jest zawieszona w powietrzu (nie unosi się ani nie opada).

Fa- Siła Archimedesa działająca na piłkę w powietrzu

Fa = ρвg Vш

ρв - gęstość powietrza

F1- siła ciężkości działająca na powłokę kuli i gaz (hel) znajdujący się wewnątrz kuli

F1=mob g + mgel g

F2- siła ciężkości działająca na ładunek

F2=mg g

Otrzymujemy wzór: ρвg Vш= mob g + mgel g + mg g (1)

Skorzystajmy ze wzoru Mendelejewa-Clapeyrona, aby obliczyć masę molową powietrza:

Wyraźmy masę molową powietrza:

W równaniu (3) zamiast gęstości powietrza zastępujemy równanie (2). Mamy więc wzór na obliczenie masy molowej powietrza:

Dlatego, aby znaleźć masę molową powietrza, należy zmierzyć:

1) masa ładunku

2) masa helu

3) masa skorupy

4) temperatura powietrza

5) ciśnienie powietrza (ciśnienie atmosferyczne)

6) objętość piłki

R- uniwersalna stała gazowa, R=8,31 J/(mol K)

Barometr pokazywał ciśnienie atmosferyczne

równy ra = 96000Pa

Temperatura pokojowa:

T=23 +273=297 tys

Masę ładunku i masę skorupy kuli wyznaczyliśmy za pomocą wag elektronicznych:

mgr = 8,02 g

masa skorupy kuli:

mob = 3,15 g

Objętość piłki określaliśmy na dwa sposoby:

a) nasza piłka okazała się okrągła. Mierząc obwód kuli w kilku miejscach, określiliśmy promień kuli. A potem jego objętość: V=4/3·πR³

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

Vsh= 0,0107m3

b) nalał wody do wiadra aż po sam brzeg, po umieszczeniu go z tacą w celu spuszczenia wody. Opuściliśmy balon całkowicie do wody, część wody wlaliśmy do wanny pod wiadrem, mierząc objętość wody wylanej z wiadra, określiliśmy objętość balonu: Vwoda=Vsh= 0,011m3

(Kula na zdjęciu była bliżej aparatu, więc wydaje się większa)

Zatem do obliczeń przyjęliśmy średnią wartość objętości piłki:

Vsh= 0,0109m3

Masę helu wyznaczamy za pomocą równania Mendelejewa-Clapeyrona, biorąc pod uwagę, że temperatura helu jest równa temperaturze powietrza, a ciśnienie helu wewnątrz kuli jest równe ciśnieniu atmosferycznemu.

Masa molowa helu 0,004 kg/mol:

mgel = 0,00169 kg

Podstawiając wszystkie wyniki pomiarów do wzoru (4) otrzymujemy wartość masy molowej powietrza:

M= 0,030 kg/mol

(tabela wartości masy molowej

powietrze 0,029 kg/mol)

Wniosek: W szkolnym laboratorium można określić względną masę atomową pierwiastka chemicznego i masę molową substancji metodami fizycznymi. Po wykonaniu tej pracy dowiedziałem się wiele o tym, jak określić względną masę atomową. Oczywiście wiele metod jest niedostępnych w szkolnym laboratorium, niemniej jednak nawet przy użyciu podstawowego sprzętu udało mi się eksperymentalnie wyznaczyć względną masę atomową pierwiastka chemicznego i masę molową substancji metodami fizycznymi. Dzięki temu osiągnąłem cel i założenia założone w tej pracy.

Wykaz używanej literatury

alhimik.ru

Alhimikov.net

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

G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2.Mol, masa molowa. Chemia organiczna: podręcznik internetowy.

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

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

Aby to zrobić, musisz zsumować masy wszystkich atomów w tej cząsteczce.

Przykład 1. W cząsteczce wody H 2 O znajdują się 2 atomy wodoru i 1 atom tlenu. Masa atomowa wodoru = 1, a tlenu = 16. Zatem masa cząsteczkowa wody wynosi 1 + 1 + 16 = 18 jednostek masy atomowej, a masa molowa wody = 18 g/mol.

Przykład 2. W cząsteczce kwasu siarkowego H 2 SO 4 znajdują się 2 atomy wodoru, 1 atom siarki i 4 atomy tlenu. Zatem masa cząsteczkowa tej substancji wyniesie 1 2 + 32 + 4 16 = 98 amu, a masa molowa wyniesie 98 g/mol.

Przykład 3. W cząsteczce siarczanu glinu Al 2 (SO 4) 3 znajdują się 2 atomy glinu, 3 atomy siarki i 12 atomów tlenu. Masa cząsteczkowa tej substancji wynosi 27 · 2 + 32 · 3 + 16 · 12 = 342 amu, a masa molowa wynosi 342 g/mol.

Mol, masa molowa

Masa molowa to stosunek masy substancji do ilości substancji, tj. M(x) = m(x)/n(x), (1)

gdzie M(x) to masa molowa substancji X, m(x) to masa substancji X, n(x) to ilość substancji X.

Jednostką masy molowej w układzie SI jest kg/mol, ale powszechnie stosowaną jednostką jest g/mol. Jednostka masy - g, kg.

Jednostką SI określającą ilość substancji jest mol.

Mol to ilość substancji zawierająca 6,02·10 23 cząsteczek tej substancji.

Każdy problem w chemii rozwiązuje się poprzez ilość substancji. Musisz pamiętać o podstawowych formułach:

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

lub wzór ogólny: n(x) =m(x)/M(x) = V(x)/Vm = N/N A, (2)

gdzie V(x) to objętość substancji X(l), V m to objętość molowa gazu w normalnych warunkach. (22,4 l/mol), N to liczba cząstek, N A to stała Avogadro (6,02·10 23).

Przykład 1. Określ masę jodku sodu NaI przy ilości substancji 0,6 mola.

Przykład 2. Określ ilość boru atomowego zawartego w tetraboranie sodu Na 2 B 4 O 7 o masie 40,4 g.

W Międzynarodowym Układzie Jednostek (SI) jednostką ilości substancji jest mol.

Kret - jest to ilość substancji zawierająca tyle jednostek strukturalnych (cząsteczek, atomów, jonów, elektronów itp.), ile atomów znajduje się w 0,012 kg izotopu węgla 12 C.

Znając masę jednego atomu węgla (1,93310 -26 kg) możemy obliczyć liczbę atomów N A w 0,012 kg węgla

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

Nazywa się 6,0210 23 mol -1 Stała Avogadra(oznaczenie N A, wymiar 1/mol lub mol -1). Pokazuje liczbę jednostek strukturalnych w molu dowolnej substancji.

Masa cząsteczkowa– wartość równa stosunkowi masy substancji do ilości substancji. Ma wymiar kg/mol lub g/mol. Zwykle jest oznaczony jako M.

Ogólnie rzecz biorąc, masa molowa substancji wyrażona w g/mol jest liczbowo równa względnej masie atomowej (A) lub względnej masie cząsteczkowej (M) tej substancji. Na przykład względne masy atomowe i cząsteczkowe C, Fe, O 2, H 2 O wynoszą odpowiednio 12, 56, 32, 18, a ich masy molowe wynoszą odpowiednio 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol , 18 g/mol.

Należy zauważyć, że masa i ilość substancji to różne pojęcia. Masę wyraża się w kilogramach (gramach), a ilość substancji wyraża się w molach. Istnieją proste zależności pomiędzy masą substancji (m, g), ilością substancji (ν, mol) i masą molową (M, g/mol)

m = νM; ν = m/M; M = m/v.

Korzystając z tych wzorów, łatwo jest obliczyć masę określonej ilości substancji, określić liczbę moli substancji w znanej masie lub znaleźć masę molową substancji.

Względne masy atomowe i molekularne

W chemii tradycyjnie stosuje się względne, a nie bezwzględne wartości masy. Od 1961 r. jednostka masy atomowej (w skrócie a.m.u.), która stanowi 1/12 masy atomu węgla-12, czyli izotopu węgla 12 C, została przyjęta jako jednostka względnych mas atomowych od 1961 r.

Względna masa cząsteczkowa(M r) substancji to wartość równa stosunkowi średniej masy cząsteczki naturalnego składu izotopowego substancji do 1/12 masy atomu węgla 12 C.

Względna masa cząsteczkowa jest liczbowo równa sumie względnych mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę i można ją łatwo obliczyć za pomocą wzoru substancji, na przykład wzór substancji to B x D y C z , Następnie

M r = xA B + yA D + zA C.

Masa cząsteczkowa ma wymiar a.m.u. i jest liczbowo równa masie molowej (g/mol).

Przepisy gazowe

Stan gazu charakteryzuje się całkowicie temperaturą, ciśnieniem, objętością, masą i masą molową. Prawa łączące te parametry są bardzo zbliżone dla wszystkich gazów i absolutnie dokładne dla gaz doskonały , w którym zupełnie nie ma interakcji pomiędzy cząstkami, a których cząstki są punktami materialnymi.

Pierwsze ilościowe badania reakcji między gazami należały do ​​francuskiego naukowca Gay-Lussaca. Jest autorem praw rozszerzalności cieplnej gazów i prawa stosunków objętościowych. Prawa te wyjaśnił w 1811 roku włoski fizyk A. Avogadro. Prawo Avogadro - jedna z ważnych podstawowych zasad chemii, która stwierdza, że ​​„ równe objętości różnych gazów pobrane w tej samej temperaturze i ciśnieniu zawierają tę samą liczbę cząsteczek».

Konsekwencje z prawa Avogadro:

1) cząsteczki większości prostych atomów są dwuatomowe (H 2 , O 2 itp.);

2) ta sama liczba cząsteczek różnych gazów w tych samych warunkach zajmuje tę samą objętość.

3) w normalnych warunkach jeden mol dowolnego gazu zajmuje objętość równą 22,4 dm3 3 (l). Ta objętość nazywa się molowyobjętość gazu(V o) (warunki normalne - t o = 0 °C lub

T o = 273 K, P o = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 mm. Hg Sztuka. = 1 atm).

4) jeden mol dowolnej substancji i atom dowolnego pierwiastka, niezależnie od warunków i stanu skupienia, zawierają tę samą liczbę cząsteczek. Ten Liczba Avogadro (stała Avogadro) - ustalono eksperymentalnie, że liczba ta jest równa

N A = 6,02213∙10 23 (Cząsteczki).

Zatem: dla gazów 1 mol – 22,4 dm 3 (l) – 6,023∙10 23 cząsteczki – M, g/mol ;

dla treści 1 mol – 6,023∙10 23 cząsteczki – M, g/mol.

Na podstawie prawa Avogadra: przy tym samym ciśnieniu i w tych samych temperaturach masy (m) równych objętości gazów są powiązane jako ich masy molowe (M)

m 1 /m 2 = M 1 /M 2 = D,

gdzie D jest gęstością względną pierwszego gazu w stosunku do drugiego.

Według prawo R. Boyle’a – E. Mariotte w stałej temperaturze ciśnienie wytworzone przez daną masę gazu jest odwrotnie proporcjonalne do objętości gazu

P o /P 1 = V 1 /V o lub PV = const.

Oznacza to, że wraz ze wzrostem ciśnienia objętość gazu maleje. Prawo to zostało po raz pierwszy sformułowane w 1662 r. przez R. Boyle’a. Ponieważ w jego stworzenie zaangażowany był także francuski naukowiec E. Marriott, w innych krajach z wyjątkiem Anglii prawo to nazywane jest podwójną nazwą. Stanowi to szczególny przypadek prawo gazu doskonałego(opisujący hipotetyczny gaz, który idealnie spełnia wszystkie prawa zachowania gazu).

Przez Prawo J. Gay-Lussaca : przy stałym ciśnieniu objętość gazu zmienia się wprost proporcjonalnie do temperatury bezwzględnej (T)

V 1 /T 1 = V o /T o lub V/T = stała.

Zależność pomiędzy objętością gazu, ciśnieniem i temperaturą można wyrazić ogólnym równaniem łączącym prawa Boyle’a-Mariotte’a i Gay’a-Lussaca ( jednolite prawo gazowe)

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

gdzie P i V to ciśnienie i objętość gazu w danej temperaturze T; P o i V o - ciśnienie i objętość gazu w warunkach normalnych (n.s.).

Równanie Mendelejewa-Clapeyrona (równanie stanu gazu doskonałego) ustala związek między masą (m, kg), temperaturą (T, K), ciśnieniem (P, Pa) i objętością (V, m 3) gazu z jego masą molową ( M, kg/mol)

gdzie R jest uniwersalną stałą gazową, równą 8,314 J/(mol K). Ponadto stała gazowa ma jeszcze dwie wartości: P – mmHg, V - cm 3 (ml), R = 62400 ;

R – atm, V – dm 3 (l), R = 0,082 .

Ciśnienie cząstkowe (łac. częściowy- częściowy, od łac. ust- część) - ciśnienie pojedynczego składnika mieszaniny gazowej. Całkowite ciśnienie mieszaniny gazów jest sumą ciśnień cząstkowych jej składników.

Ciśnienie cząstkowe gazu rozpuszczonego w cieczy to ciśnienie cząstkowe gazu, które powstałoby w fazie tworzenia się gazu w stanie równowagi z cieczą o tej samej temperaturze. Ciśnienie cząstkowe gazu mierzy się jako aktywność termodynamiczną cząsteczek gazu. Gazy zawsze będą przepływać z obszaru o wysokim ciśnieniu cząstkowym do obszaru o niższym ciśnieniu; im większa różnica, tym szybszy będzie przepływ. Gazy rozpuszczają się, dyfundują i reagują w zależności od ciśnienia cząstkowego i niekoniecznie zależą od stężenia w mieszaninie gazów. Prawo dodawania ciśnień cząstkowych sformułował w 1801 roku J. Dalton. Jednocześnie prawidłowego uzasadnienia teoretycznego, opartego na teorii kinetyki molekularnej, dokonano znacznie później. Prawa Daltona - dwa prawa fizyczne określające ciśnienie całkowite i rozpuszczalność mieszaniny gazów, sformułowane przez niego na początku XIX wieku.

W chemii praktycznej i teoretycznej istnieją dwa pojęcia, które mają znaczenie praktyczne: cząsteczkowe (często zastępuje się je pojęciem masy cząsteczkowej, co jest nieprawidłowe) i masa molowa. Obie te wielkości zależą od składu substancji prostej lub złożonej.

Jak określić czy molekularnie? Obu tych wielkości fizycznych nie można (lub prawie nie można) wyznaczyć za pomocą bezpośredniego pomiaru, na przykład ważąc substancję na wadze. Oblicza się je na podstawie wzoru chemicznego związku i mas atomowych wszystkich pierwiastków. Wielkości te są liczbowo równe, ale różnią się wymiarem. wyrażone w atomowych jednostkach masy, które są wielkością umowną i są oznaczone jako a. e.m., a także inna nazwa - „dalton”. Jednostki masy molowej wyraża się w g/mol.

Masy cząsteczkowe prostych substancji, których cząsteczki składają się z jednego atomu, są równe ich masom atomowym wskazanym w układzie okresowym Mendelejewa. Na przykład dla:

• sód (Na) - 22,99 a. jeść.;
• żelazo (Fe) - 55,85 a. jeść.;
• siarka (S) - 32,064 a. jeść.;
• argon (Ar) - 39,948 a. jeść.;
• potas (K) - 39,102 a. jeść.

Ponadto masy cząsteczkowe prostych substancji, których cząsteczki składają się z kilku atomów pierwiastka chemicznego, oblicza się jako iloczyn masy atomowej pierwiastka przez liczbę atomów w cząsteczce. Na przykład dla:

• tlen (O2) - 16. 2 = 32 a. jeść.;
• azot (N2) - 14,2 = 28 a. jeść.;
• chlor (Cl2) - 35. 2 = 70 a. jeść.;
• ozon (O3) - 16. 3 = 48 a. jeść.

Masy cząsteczkowe oblicza się poprzez zsumowanie iloczynu masy atomowej i liczby atomów każdego pierwiastka zawartego w cząsteczce. Na przykład dla:

• (HCl) - 2 + 35 = 37 a. jeść.;
• (CO) - 12 + 16 = 28 a. jeść.;
• dwutlenek węgla (CO2) - 12 + 16. 2 = 44 a. jeść.

Ale jak znaleźć masę molową substancji?

Nie jest to trudne, ponieważ jest to masa jednostki ilości danej substancji wyrażona w molach. Oznacza to, że jeśli obliczoną masę cząsteczkową każdej substancji pomnoży się przez stałą wartość równą 1 g/mol, wówczas otrzyma się jej masę molową. Na przykład, jak znaleźć masę molową (CO2)? Wynika z tego (12 + 16,2).1 g/mol = 44 g/mol, czyli MCO2 = 44 g/mol. W przypadku substancji prostych, cząsteczek zawierających tylko jeden atom pierwiastka, wskaźnik ten, wyrażony w g/mol, liczbowo pokrywa się z masą atomową pierwiastka. Na przykład dla siarki MS = 32,064 g/mol. Jak znaleźć masę molową prostej substancji, której cząsteczka składa się z kilku atomów, można rozważyć na przykładzie tlenu: MO2 = 16. 2 = 32 g/mol.

Podano tutaj przykłady konkretnych substancji prostych lub złożonych. Ale czy jest to możliwe i jak znaleźć masę molową produktu składającego się z kilku składników? Podobnie jak masa cząsteczkowa, masa molowa mieszaniny wieloskładnikowej jest wielkością addytywną. Jest to suma iloczynów masy molowej składnika i jego udziału w mieszaninie: M = ∑Mi. Xi, czyli można obliczyć zarówno średnią masę cząsteczkową, jak i średnią masę molową.

Na przykładzie powietrza, które zawiera około 75,5% azotu, 23,15% tlenu, 1,29% argonu i 0,046% dwutlenku węgla (pozostałe zanieczyszczenia, które występują w mniejszych ilościach, można pominąć): Mair = 28. 0,755 + 32. 0,2315 + 40 . 0,129 + 44 . 0,00046 = 29,08424 g/mol ≈ 29 g/mol.

Jak znaleźć masę molową substancji, jeśli dokładność wyznaczania mas atomowych wskazanych w układzie okresowym jest inna? Dla niektórych pierwiastków oznacza się go z dokładnością do dziesiątych, dla innych z dokładnością do setnych, jeszcze innych do tysięcznych, a dla takich pierwiastków jak radon – do całych, dla manganu do dziesięciotysięcznych.

Przy obliczaniu masy molowej nie ma sensu przeprowadzać obliczeń z większą dokładnością niż do dziesiątych, ponieważ mają one praktyczne zastosowania, gdy czystość substancji chemicznych lub samych odczynników wprowadzi duży błąd. Wszystkie te obliczenia są przybliżone. Jednak tam, gdzie chemicy wymagają większej dokładności, dokonuje się odpowiednich korekt, stosując określone procedury: ustala się miano roztworu, przeprowadza się kalibrację przy użyciu standardowych próbek itp.