 |
Относительные атомная и молекулярная массы. Количество вещества.
|
|
|
|
Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопа природного углерода.
1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.
Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.
Ar(Mg) = 24,312
m
(Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.
Mг = mг / (1/12 mа(12C))
mr - масса молекулы данного вещества;
mа(12C) - масса атома углерода 12C.
Mг = Σ Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.
Примеры.
Mг(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70
Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =
= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 • 16 = 258
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.
Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается ν, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода. Число Авогадро диКваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).
Пример.
Сколько молекул содержится в 6,4 г серы? Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:
|
|
|
ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль
Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA
N(s) = ν(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023
Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).
M = m / ν
Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.
M = NA • m(1 молекула) = NA • Mг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) • Mг = Mг
Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 → 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.
Стехиометрия. Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава веществ молекулярной структуры. Закон Авогадро и следствия из него.
Стехиометрия (от др.-греч. στοιχειον «элемент» + μετρειν «измерять») — раздел химии о соотношениях реагентов в химических реакциях.
Позволяет теоретически вычислять необходимые объёмы реагентов.
Закон постоянства состава был открыт французским учёным Луи Жанном Прусто в 1799 году и формулируется:
Всякое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от места нахождения его в природе и способа получения в промышленности.
Например: Н2О а) качественный состав – элементы Н и О
|
|
|
б) количественный состав – два атома водорода Н, один атом кислорода О.
Воду можно получить:
1. 2Н2 + О2 = 2Н2О - реакция соединения.
2. Cu(OH)2 t°C Н2О + CuO – реакция разложения.
3. НCl + NaOH = Н2О + NaCl – реакция нейтрализации.
Значение закона постоянства состава:
· На основании закона были разграничены понятия «химическое соединение» и «смесь веществ»
· На основании закона можно производить различные практические расчеты.
Закон сохранения массы вещества был открыт М.В. Ломоносовым в 1748 году и формулируется:
Масса веществ вступивших в реакцию, равна массе веществ образовавшихся в результате реакции.
Значение закона сохранения массы веществ:
· На основании закона проверяется правильность составления уравнений реакций.
· На основании закона планируется работа химических предприятий на месяц, год …
· Производятся важные практические расчёты.
Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак):
При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3:1:2.
Закон Авогадро:
В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
· Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
· Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; N A = 6,02∙10 23 моль –1.
Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л∙моль –1.
Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль –1.
Расчетные задачи на нахождение относительной молекулярной массы, определение массовой доли химических элементов в сложном веществе.
Хотя массы атомов очень малы, их числовые значения определены с большой точностью.
Например: масса атома водорода ma(H) = 1,67· 10-24 г
масса атома кислорода ma(О) = 2,66· 10-23 г
Пользоваться такими числами неудобно, поэтому для измерения атомных масс применяют так называемую атомную единицу массы (а.е.м.)
|
|
|
