Atom- og molekylmasser. Atom- og molekylvægt (atom- og molekylvægt)

Kemikere over hele verden afspejler sammensætningen af ​​simple og komplekse stoffer meget smukt og kortfattet i form af kemiske formler. Kemiske formler er analoger af ord, der er skrevet ved hjælp af bogstaver - tegn på kemiske elementer.

Lad os bruge kemiske symboler til at udtrykke sammensætningen af ​​det mest almindelige stof på Jorden - vand. Et vandmolekyle indeholder to brintatomer og et oxygenatom. Lad os nu oversætte denne sætning til en kemisk formel ved hjælp af de kemiske symboler (brint - H og oxygen - O). Vi skriver antallet af atomer i formlen ved hjælp af indekser - tallene nedenfor til højre for det kemiske symbol (indekset 1 for ilt er ikke skrevet): H 2 0 (læs "aske-to-o").

Formlerne for simple stoffer af brint og oxygen, hvis molekyler består af to identiske atomer, er skrevet som følger: H 2 (læs "aske-to") og 0 2 (læs "o-to") (fig. 26) ).

Ris. 26.
Modeller af molekyler og formler for oxygen, brint og vand

For at afspejle antallet af molekyler bruges koefficienter, der er skrevet foran kemiske formler: for eksempel betyder indgangen 2CO 2 (læs "to-ce-o-to") to kuldioxid-molekyler, som hver består af et kulstofatom og to oxygenatomer.

Koefficienter skrives på samme måde, når antallet af frie atomer af et kemisk grundstof er angivet. For eksempel skal vi skrive udtrykket ned: fem jernatomer og syv oxygenatomer. Gør det på denne måde: 5Fe og 7O.

Størrelsen af ​​molekyler, og endnu mere af atomer, er så små, at de ikke kan ses selv i de bedste optiske mikroskoper, hvilket giver en stigning på 5-6 tusind gange. De kan ikke ses i elektronmikroskoper, hvilket giver en stigning på 40 tusind gange. Naturligvis svarer den ubetydeligt lille størrelse af molekyler og atomer til deres ubetydelige masser. Forskere har for eksempel beregnet, at massen af ​​et brintatom er 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g, hvilket kan repræsenteres som 1,674 10 -24 g, massen af ​​oxygenatomet er 0,0000000000000 000 026 667 g eller 2,6667 10 -23 g, massen af ​​et carbonatom er 1,993 10 -23 g, og massen af ​​et vandmolekyle er 3,002 10 -23 g.

Lad os beregne, hvor mange gange massen af ​​et oxygenatom er større end massen af ​​et brintatom, det letteste grundstof:

Tilsvarende er massen af ​​et carbonatom 12 gange større end massen af ​​et brintatom:

Ris. 27. Massen af ​​et kulstofatom er lig med massen af ​​12 brintatomer

Massen af ​​et vandmolekyle er 18 gange større end massen af ​​et brintatom (fig. 28). Disse værdier viser, hvor mange gange massen af ​​et atom af et givet kemisk grundstof er større end massen af ​​et brintatom, dvs. de er relative.

Ris. 27. Massen af ​​et vandatom er lig med massen af ​​18 brintatomer

I øjeblikket er fysikere og kemikere af den opfattelse, at den relative atommasse af et grundstof er en værdi, der viser, hvor mange gange massen af ​​dets atom er større end 1/12 af massen af ​​et carbonatom. Relativ atommasse betegnes Ar, hvor r er begyndelsesbogstavet i det engelske ord relativ, som betyder "relativ". For eksempel er A r (0) = 16, A r (C) = 12, A r (H) = 1.

Hvert kemisk grundstof har sin egen værdi af relativ atommasse (fig. 29). Værdierne af de relative atommasser af kemiske elementer er angivet i cellerne svarende til dem i tabellen af ​​D. I. Mendeleev.

Ris. 29.
Hvert grundstof har sin egen relative atommasse.

På samme måde er den relative molekylvægt af et stof angivet med M r, for eksempel M r (H 2 0) \u003d 18.

Den relative atommasse af grundstoffet A r og den relative molekylvægt af stoffet M r er størrelser, der ikke har måleenheder.

For at finde ud af den relative molekylmasse af et stof, er det ikke nødvendigt at dividere massen af ​​dets molekyle med massen af ​​brintatomet. Du skal blot tilføje de relative atommasser af de grundstoffer, der danner stoffet, under hensyntagen til antallet af atomer, for eksempel:

En kemisk formel indeholder vigtige oplysninger om et stof. For eksempel viser formlen C0 2 følgende information:

Lad os beregne massefraktionerne af grundstofferne kulstof og oxygen i kuldioxid CO 2 .

Nøgleord og sætninger

1. Kemisk formel.
2. Indeks og koefficienter.
3. Relativ atommasse (A r).
4. Relativ molekylvægt (Mr).
5. Massefraktion af et grundstof i et stof.

Arbejde med computer

1. Der henvises til den elektroniske ansøgning. Studer lektionsmaterialet og udfør de foreslåede opgaver.
2. Søg på internettet efter e-mail-adresser, der kan tjene som yderligere kilder, der afslører indholdet af nøgleord og sætninger i afsnittet. Tilbyd læreren din hjælp til at forberede en ny lektion - lav en rapport om nøgleordene og sætningerne i næste afsnit.

Spørgsmål og opgaver

1. Hvad betyder indtastningerne: 3H; 2H20; 5O2?
2. Skriv ned formlen for saccharose, hvis det er kendt, at dets molekyle indeholder tolv carbonatomer, toogtyve hydrogenatomer og elleve oxygenatomer.
3. Brug figur 2 til at skrive formlerne for stofferne ned og beregne deres relative molekylvægte.
4. Hvilken form for eksistens af det kemiske grundstof oxygen svarer til hver af følgende registreringer: 3O; 502; 4CO 2 ?
5. Hvorfor har et grundstofs relative atommasse og et stofs relative molekylmasse ingen måleenheder?
6. I hvilket af stofferne, hvis formler er SO 2 og SO 3, er massefraktionen af ​​svovl større? Understøt dit svar med beregninger.
7. Beregn massefraktionerne af grundstoffer i salpetersyre HNO 3 .
8. Giv en fuldstændig karakterisering af glucose C 6 H 12 0 6 ved at bruge eksemplet med beskrivelse af carbondioxid CO 2.

For at måle massen af ​​et atom bruges den relative atommasse, som udtrykkes i atommasseenheder (a.m.u.). Den relative molekylmasse er summen af ​​de relative atommasser af stoffer.

Begreber

For at forstå, hvad relativ atommasse er i kemi, skal det forstås, at den absolutte masse af et atom er for lille til at blive udtrykt i gram, og endnu mere i kilogram. Derfor, i moderne kemi, tages 1/12 af massen af ​​kulstof som en atommasseenhed (amu). Den relative atommasse er lig med forholdet mellem den absolutte masse og 1/12 af den absolutte masse af kulstof. Med andre ord afspejler den relative masse, hvor mange gange massen af ​​et atom af et bestemt stof overstiger 1/12 af massen af ​​et kulstofatom. For eksempel er den relative masse af nitrogen 14, dvs. nitrogenatomet indeholder 14 a. e. m. eller 14 gange mere end 1/12 af et kulstofatom.

Ris. 1. Atomer og molekyler.

Blandt alle grundstofferne er brint den letteste, dens masse er 1 enhed. De tungeste atomer har en masse på 300 amu. spise.

Molekylvægt - en værdi, der viser, hvor mange gange massen af ​​et molekyle overstiger 1/12 af massen af ​​kulstof. Også udtrykt i en. e. m. Massen af ​​et molekyle består af massen af ​​atomer, derfor er det, for at beregne den relative molekylmasse, nødvendigt at tilføje masserne af atomerne i et stof. For eksempel er vands relative molekylvægt 18. Denne værdi er summen af ​​de relative atommasser af to hydrogenatomer (2) og et oxygenatom (16).

Ris. 2. Kulstof i det periodiske system.

Som du kan se, har disse to begreber flere fælles karakteristika:

• de relative atom- og molekylmasser af et stof er dimensionsløse størrelser;
• relativ atommasse betegnes A r , molekylær masse - M r ;
• måleenheden er den samme i begge tilfælde - a. spise.

Molære og molekylære masser falder numerisk sammen, men adskiller sig i dimension. Molmasse er forholdet mellem massen af ​​et stof og antallet af mol. Det afspejler massen af ​​én mol, som er lig med Avogadros tal, dvs. 6,02 ⋅ 10 23 . For eksempel vejer 1 mol vand 18 g / mol, og M r (H 2 O) \u003d 18 a. e.m. (18 gange tungere end én atommasseenhed).

Sådan beregnes

For at udtrykke den relative atommasse matematisk, bør man bestemme, at 1/2 del af kulstof eller én atommasseenhed er lig med 1,66⋅10 −24 g. Derfor er formlen for den relative atommasse som følger:

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24 ,

hvor m a er stoffets absolutte atommasse.

Den relative atommasse af kemiske elementer er angivet i Mendeleevs periodiske system, så det behøver ikke at blive beregnet uafhængigt, når man løser problemer. Relative atommasser er normalt afrundet til heltal. Undtagelsen er klor. Massen af ​​dets atomer er 35,5.

Det skal bemærkes, at når man beregner den relative atommasse af elementer, der har isotoper, tages deres gennemsnitlige værdi i betragtning. Atommassen i dette tilfælde beregnes som følger:

A r = ΣA r,i n i ,

hvor A r,i er den relative atommasse af isotoper, n i er indholdet af isotoper i naturlige blandinger.

For eksempel har oxygen tre isotoper - 16 O, 17 O, 18 O. Deres relative masse er 15.995, 16.999, 17.999, og deres indhold i naturlige blandinger er henholdsvis 99.759%, 0.037%, 0.204%. Ved at dividere procenterne med 100 og erstatte værdierne, får vi:

A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 amu

Med henvisning til det periodiske system er det let at finde denne værdi i en iltcelle.

Ris. 3. Periodisk system.

Relativ molekylvægt - summen af ​​masserne af et stofs atomer:

Symbolindekser tages i betragtning ved bestemmelse af den relative molekylvægtværdi. For eksempel er beregningen af ​​massen af ​​H 2 CO 3 som følger:

M r \u003d 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 \u003d 62 a. spise.

Ved at kende den relative molekylvægt kan man beregne den relative massefylde af en gas ud fra den anden, dvs. bestemme, hvor mange gange et gasformigt stof er tungere end det andet. Til dette bruges ligningen D (y) x \u003d M r (x) / M r (y).

Hvad har vi lært?

Fra 8. klasses lektion lærte vi om den relative atom- og molekylmasse. Enheden for relativ atommasse er 1/12 af massen af ​​kulstof, lig med 1,66⋅10 −24 g. For at beregne massen er det nødvendigt at dividere den absolutte atommasse af et stof med atommasseenheden (a.m.u.) . Værdien af ​​den relative atommasse er angivet i det periodiske system af Mendeleev i hver celle i elementet. Molekylvægten af ​​et stof er summen af ​​grundstoffernes relative atommasse.

Emne quiz

Rapportevaluering

Gennemsnitlig vurdering: 4.6. Samlede vurderinger modtaget: 177.

En af de vigtigste egenskaber ved atomer er deres vægt.

Den absolutte masse er massen af ​​et atom, udtrykt i kilogram (gram).

Den absolutte masse af et atom ( m a volumen) er ekstremt lille. Således har et atom i den lette isotop af brint (protium) en masse på 1,66 · 10–27 kg.

m(N) \u003d 1,66 10 -27 kg, m(H) \u003d 1,66 10 -24 g,

et atom i en af ​​iltisotoperne har en masse på 2,67 10-26 kg,

m(O) \u003d 2,67 10 -26 kg, m(O) \u003d 2,67 10 -23 g,

et atom i kulstofisotopen 12 C har en masse på 1,99 10 -26 kg,

m(C) \u003d 1,99 10 -26 kg, m(C) \u003d 1,99 10 -23 g.

I praktiske beregninger er det ekstremt ubelejligt at bruge sådanne mængder. Derfor bruger de normalt ikke værdierne af de absolutte masser af atomer, men værdierne relative atommasser.

Relativ atommasse er angivet Ar, indeks r er begyndelsesbogstavet i det engelske ord i forhold, hvilket betyder relativ.

Som en enhed til måling af massen af ​​atomer og molekyler, atommasseenhed (a.m.u.).

En atommasseenhed (a.m.u.) er 1/12 af massen af ​​et atom i kulstofisotopen 12 C, dvs.

a.u.m. == 1,99 10 -26 kg = 1,99 10 -23 g.

Den relative atommasse viser, hvor mange gange massen af ​​et atom i et givet grundstof er større end 1/12 af massen af ​​et atom i kulstofisotopen 12 C, altså en atommasseenhed.

Relativ atommasse er en dimensionsløs størrelse, men betegnelsen af ​​dens værdi i atommasseenheder (a.m.u.) er tilladt. For eksempel:

Værdien af ​​den relative atommasse af grundstoffet brint er således 1,001 eller, afrundet,

Ar(H) ≈ 1 amu, og oxygen - Ar(O) = 15,999 ≈ 16 amu.

Værdierne af grundstoffernes relative atommasse er givet i det periodiske system af D.I. Mendeleev. Disse værdier er gennemsnitsværdien af ​​massen af ​​et atom af et element, under hensyntagen til isotoper af dette element, der eksisterer i naturen og deres antal. Til almindelige beregninger skal der bruges afrundede værdier af grundstoffernes relative atommasse. (se tabel 4 i bilaget).

I lighed med begreberne om et atoms absolutte masse og den relative atommasse kan man formulere begreberne molekylets absolutte masse og den relative molekylmasse.

Absolut masse af et molekyle(m) mol. - massen af ​​et kemisk molekyle, udtrykt i kilogram (gram).

Relativ molekylvægt(Mr) (eller bare molekylvægt) - massen af ​​et molekyle, udtrykt i atomare masseenheder.

Ved at kende den kemiske formel for en forbindelse, kan man nemt bestemme værdien af ​​dens molekylvægt, som er defineret som summen af ​​værdierne af atommasserne af alle de grundstoffer, der udgør stoffets molekyle.

For eksempel vil den relative molekylvægt af svovlsyre Mr(H 2 SO 4) være summen af ​​to relative atommasser af brintelementet, en relativ atommasse af svovlelementet og fire relative atommasser af iltelementet:

Mr (H 2 SO 4) \u003d 2Ar (H) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 2 1 + 32 + 4 16 \u003d 98.

Værdien af ​​molekylvægten af ​​svovlsyre er således 98 eller 98 amu.

Molekylvægt (relativ molekylvægt) viser, hvor mange gange massen af ​​et molekyle af et givet stof er større end 1/12 af massen af ​​et carbonatom 12 C.

I eksemplet ovenfor er molekylvægten af ​​svovlsyre 98 amu, dvs. massen af ​​svovlsyre er 98 gange større end 1/12 af massen af ​​carbonatomet 12 C .

Atom- og molekylvægte

GRUNDLÆGGENDE KEMISKE KONCEPT OG LOVE. SAMLEDE STOFFER

Kemi - videnskaben om stoffer og deres omdannelser

Stof- en stoftype bestående af diskrete partikler med en hvilemasse (atomer, molekyler, ioner). Materiens eksistensmåde bevægelse .

Den grundlæggende naturlov er lov om uforgængelighed af stof og bevægelse resultater lov om bevarelse af masse åbnet af M.V. Lomonosov i 1748 og udgivet i 1760: massen af ​​de stoffer, der er gået ind i reaktionen, er lig med massen af ​​de stoffer, der dannes som følge af reaktionen.

Atommolekylær doktrin

M.V. Lomonosov er også skaberen af ​​den atomare og molekylære doktrin, som han formulerede i 1741.

De vigtigste bestemmelser i den atomare og molekylære doktrin:

1) Alle stoffer består af molekyler, mellem hvilke der er huller. Molekyle - den mindste partikel af et stof, der har sine kemiske egenskaber.

2) Molekyler er opbygget af atomer, der er forbundet med hinanden i bestemte forhold.

Atom- den mindste partikel af et kemisk grundstof i sammensætningen af ​​simple og komplekse stoffer, kemisk udelelige.

3) Molekyler og atomer er i kontinuerlig bevægelse.

4) Atomer er karakteriseret ved en vis masse og størrelse.

5) Forskellige grundstoffer svarer til forskellige atomer ( element er typen af ​​atom).

6) Molekyler af simple stoffer består af identiske atomer, og molekyler af komplekse stoffer består af forskellige.

Lov om kompositionens konstanthed

Opdagelsen af ​​loven om bevarelse af masse markerede overgangen fra kemi til kvantitative forskningsmetoder. Sammensætningen af ​​mange stoffer blev undersøgt, og loven om sammensætningskonstans blev etableret i 1799-1807. J. Proust : ethvert rent stof, uanset metoderne til dets produktion og tilstedeværelse i naturen, har en konstant kvalitativ og kvantitativ sammensætning.

Loven om simple multiple forhold

Det følger af loven om sammensætningskonstans, at når et komplekst stof dannes, kombineres grundstofferne med hinanden i bestemte vægtforhold. Mange grundstoffer kan kombineres med hinanden i flere forskellige vægtforhold og i dette tilfælde dannes forskellige stoffer (CO, CO 2). I CO og CO 2, N 2 O, NO og NO 2 molekyler ændres sammensætningen i hop, og ikke gradvist, hvilket indikerer en diskret struktur af stoffet. Denne lov, bekræftet af erfaring, var det første bevis virkeligheden af ​​eksistensen af ​​atomer.

Atom- og molekylvægte

Atomer og molekyler har absolutte masser af størrelsesordenen 10-24-10-21 g, hvilket er ubelejligt til sammenligning, så kemikere bruger de relative masser af atomer. Begrebet relativ atommasse blev introduceret af J. Dalton i 1803. Han tog massen af ​​det letteste atom, brint, som en masseenhed. På nuværende tidspunkt er massen på 1/12 af massen af ​​carbonatomet i 12 C-isotopen, svarende til 1,66043 × 10 -24 g, accepteret som standard.

Relativ atomart (OG r) vægt viser, hvor mange gange et givet atom er tungere end 1/12 af massen af ​​et atom i kulstofisotopen 12 C.

Brug af værdien specifik varme, som let bestemmes eksperimentelt ( forholdet mellem mængden af ​​varme modtaget eller givet 1 g af et stof til den tilsvarende ændring i temperatur) kan du finde en omtrentlig værdi af atommassen. Undtagelserne er lette elementer, især ikke-metaller, som har en meget lavere varmekapacitet (beryllium, bor, silicium, diamant).

På nuværende tidspunkt bestemmes grundstoffernes atommasse ved massespektroskopi. Masserne af atomer bestemmes af afvigelsen af ​​banen for deres ioner, der bevæger sig i et magnetfelt, da størrelsen af ​​afvigelsen afhænger af forholdet mellem ionens masse og dens ladning.

Relativ molekylvægt (M r) viser, hvor mange gange et givet molekyle er tungere end 1/12 af massen af ​​et 12 C-atom.

,

(1.4)

hvor m m er massen af ​​molekylet.