Vielas molekulmasas noteikšana. Molārā masa

Lai to izdarītu, jums jāsaskaita visu šīs molekulas atomu masas.

Piemērs 1. Ūdens molekulā H2O ir 2 ūdeņraža atomi un 1 skābekļa atoms. Ūdeņraža atommasa = 1 un skābekļa = 16. Tāpēc ūdens molekulmasa ir 1 + 1 + 16 = 18 atommasas vienības, un ūdens molārā masa = 18 g/mol.

2. piemērs. Sērskābes H 2 SO 4 molekulā ir 2 ūdeņraža atomi, 1 sēra atoms un 4 skābekļa atomi. Tāpēc šīs vielas molekulmasa būs 1 2 + 32 + 4 16 = 98 amu, un molārā masa būs 98 g/mol.

3. piemērs. Alumīnija sulfāta Al 2 (SO 4) 3 molekulā ir 2 alumīnija atomi, 3 sēra atomi un 12 skābekļa atomi. Šīs vielas molekulmasa ir 27 · 2 + 32 · 3 + 16 · 12 = 342 amu, un molārā masa ir 342 g/mol.

Mols, molārā masa

Molmasa ir vielas masas attiecība pret vielas daudzumu, t.i. M(x) = m(x)/n(x), (1)

kur M(x) ir vielas X molārā masa, m(x) ir vielas X masa, n(x) ir vielas X daudzums.

Molārās masas SI mērvienība ir kg/mol, bet parasti lietotā vienība ir g/mol. Masas mērvienība - g, kg.

Vielas daudzuma SI vienība ir mols.

Mols ir vielas daudzums, kas satur 6,02·10 23 šīs vielas molekulas.

Jebkura problēma ķīmijā tiek atrisināta ar vielas daudzumu. Jums jāatceras pamata formulas:

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

vai vispārīgā formula: n(x) =m(x)/M(x) = V(x)/Vm = N/N A, (2)

kur V(x) ir vielas tilpums X(l), V m ir gāzes molārais tilpums normālos apstākļos. (22,4 l/mol), N ir daļiņu skaits, N A ir Avogadro konstante (6,02·10 23).

Piemērs 1. Noteikt nātrija jodīda NaI masu ar vielas daudzumu 0,6 mol.

2. piemērs. Nosakiet atomu bora daudzumu nātrija tetraborātā Na 2 B 4 O 7, kas sver 40,4 g.

Atomi un molekulas ir mazākās matērijas daļiņas, tāpēc kā mērvienību var izvēlēties viena atoma masu un izteikt citu atomu masas attiecībā pret izvēlēto. Tātad, kas ir molārā masa un kāds ir tās izmērs?

Kas ir molārā masa?

Atomu masu teorijas pamatlicējs bija zinātnieks Daltons, kurš sastādīja atomu masu tabulu un uztvēra ūdeņraža atoma masu kā vienu.

Molmasa ir viena mola vielas masa. Savukārt mols ir vielas daudzums, kas satur noteiktu skaitu sīku daļiņu, kas piedalās ķīmiskajos procesos. Vienā molā esošo molekulu skaitu sauc par Avogadro skaitli. Šī vērtība ir nemainīga un nemainās.

Rīsi. 1. Avogadro skaitļa formula.

Tādējādi vielas molārā masa ir viena mola masa, kas satur 6,02 * 10^23 elementārdaļiņas.

Avogadro numurs savu nosaukumu ieguvis par godu itāļu zinātniekam Amedeo Avagadro, kurš pierādīja, ka molekulu skaits vienādos gāzu tilpumos vienmēr ir vienāds

Molārā masa Starptautiskajā SI sistēmā tiek mērīta kg/mol, lai gan šo vērtību parasti izsaka gramos/mol. Šo daudzumu apzīmē ar angļu burtu M, un molārās masas formula ir šāda:

kur m ir vielas masa un v ir vielas daudzums.

Rīsi. 2. Molmasas aprēķins.

Kā atrast vielas molmasu?

D.I. Mendeļejeva tabula palīdzēs aprēķināt konkrētas vielas molmasu. Ņemsim jebkuru vielu, piemēram, sērskābi Tās formula ir šāda: H 2 SO 4. Tagad pievērsīsimies tabulai un redzēsim, kāda ir katra skābē iekļautā elementa atomu masa. Sērskābe sastāv no trim elementiem - ūdeņraža, sēra, skābekļa. Šo elementu atomu masa ir attiecīgi 1, 32, 16.

Izrādās, ka kopējā molekulmasa ir vienāda ar 98 atomu masas vienībām (1*2+32+16*4). Tādējādi mēs noskaidrojām, ka viens mols sērskābes sver 98 gramus.

Vielas molārā masa ir skaitliski vienāda ar relatīvo molekulmasu, ja vielas struktūrvienības ir molekulas. Vielas molārā masa var būt arī vienāda ar relatīvo atommasu, ja vielas struktūrvienības ir atomi.

Līdz 1961. gadam par atomu masas vienību tika pieņemts skābekļa atoms, bet nevis vesels atoms, bet 1/16 no tā. Tajā pašā laikā masas ķīmiskās un fizikālās vienības nebija vienādas. Ķīmisko vielu bija par 0,03% vairāk nekā fizisko.

Šobrīd fizikā un ķīmijā ir pieņemta vienota mērīšanas sistēma. Standarta e.a.m. Tiek izvēlēta 1/12 no oglekļa atoma masas.

Rīsi. 3. Oglekļa atommasas vienības formula.

Jebkuras gāzes vai tvaika molāro masu ir ļoti viegli izmērīt. Pietiek izmantot kontroli. Tas pats gāzveida vielas tilpums ir vienāds ar citas vielas daudzumu tajā pašā temperatūrā. Labi zināms veids, kā izmērīt tvaika tilpumu, ir izspiestā gaisa daudzuma noteikšana. Šo procesu veic, izmantojot sānu atzaru, kas ved uz mērierīci.

Molārās masas jēdziens ķīmijā ir ļoti svarīgs. Tā aprēķins ir nepieciešams polimēru kompleksu veidošanai un daudzām citām reakcijām. Farmaceitiskajos produktos dotās vielas koncentrāciju vielā nosaka, izmantojot molāro masu. Arī molārā masa ir svarīga, veicot bioķīmiskos pētījumus (vielmaiņas procesu elementā).

Mūsdienās, pateicoties zinātnes attīstībai, ir zināmas gandrīz visu asins komponentu, tostarp hemoglobīna, molekulmasas.

Ķīmijā viņi neizmanto molekulu absolūtās masas, bet izmanto relatīvo molekulmasu. Tas parāda, cik reižu molekulas masa ir lielāka par 1/12 no oglekļa atoma masas. Šo daudzumu apzīmē Mr.

Relatīvā molekulmasa ir vienāda ar to veidojošo atomu relatīvo atomu masu summu. Aprēķināsim ūdens relatīvo molekulmasu.

Jūs zināt, ka ūdens molekulā ir divi ūdeņraža atomi un viens skābekļa atoms. Tad tā relatīvā molekulmasa būs vienāda ar katra ķīmiskā elementa relatīvās atommasas produktu summu un tā atomu skaitu ūdens molekulā:

Zinot gāzveida vielu relatīvās molekulmasas, var salīdzināt to blīvumus, tas ir, aprēķināt vienas gāzes relatīvo blīvumu no citas - D(A/B). Gāzes A un B relatīvais blīvums ir vienāds ar to relatīvo molekulmasu attiecību:

Aprēķināsim oglekļa dioksīda relatīvo blīvumu pret ūdeņradi:

Tagad mēs aprēķinām oglekļa dioksīda un ūdeņraža relatīvo blīvumu:

D(loka/hidr.) = kungs(loka) : Mr(hidr.) = 44:2 = 22.

Tādējādi oglekļa dioksīds ir 22 reizes smagāks par ūdeņradi.

Kā zināms, Avogadro likums attiecas tikai uz gāzveida vielām. Bet ķīmiķiem ir jābūt priekšstatam par molekulu skaitu un šķidro vai cieto vielu daļām. Tāpēc, lai salīdzinātu molekulu skaitu vielās, ķīmiķi ieviesa vērtību - molārā masa .

Tiek apzīmēta molārā masa M, tas ir skaitliski vienāds ar relatīvo molekulmasu.

Vielas masas attiecību pret tās molmasu sauc vielas daudzums .

Ir norādīts vielas daudzums n. Tas ir vielas daļas kvantitatīvs raksturlielums kopā ar masu un tilpumu. Vielas daudzumu mēra molos.

Vārds "mols" nāk no vārda "molekula". Molekulu skaits vienādos vielas daudzumos ir vienāds.

Eksperimentāli ir noskaidrots, ka 1 mols vielas satur daļiņas (piemēram, molekulas). Šo numuru sauc par Avogadro numuru. Un, ja pievienosim tai mērvienību - 1/mol, tad tas būs fiziskais lielums - Avogadro konstante, ko apzīmē ar N A.

Molāro masu mēra g/mol. Molārās masas fiziskā nozīme ir tāda, ka šī masa ir 1 mols vielas.

Saskaņā ar Avogadro likumu 1 mols jebkuras gāzes aizņems tādu pašu tilpumu. Viena mola gāzes tilpumu sauc par molāro tilpumu un apzīmē ar Vn.

Normālos apstākļos (kas ir 0 °C un normāls spiediens - 1 atm. jeb 760 mm Hg jeb 101,3 kPa) molārais tilpums ir 22,4 l/mol.

Tad gāzes vielas daudzums zemes līmenī ir var aprēķināt kā gāzes tilpuma attiecību pret molāro tilpumu.

1. UZDEVUMS. Kāds vielas daudzums atbilst 180 g ūdens?

2. UZDEVUMS. Aprēķināsim tilpumu nulles līmenī, ko aizņems oglekļa dioksīds 6 molu daudzumā.

Bibliogrāfija

1. Uzdevumu un vingrinājumu krājums ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi. “Ķīmija, 8. klase” / P.A. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. - M.: AST: Astrel, 2006. (29.-34. lpp.)
2. Ušakova O.V. Ķīmijas darba burtnīca: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi.“Ķīmija. 8. klase” / O.V. Ušakova, P.I. Bespalovs, P.A. Oržekovskis; zem. ed. prof. P.A. Oržekovskis - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (27.-32. lpp.)
3. Ķīmija: 8. klase: mācību grāmata. vispārējai izglītībai iestādes / P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontaks. M.: AST: Astrel, 2005. (12., 13. §)
4. Ķīmija: inorg. ķīmija: mācību grāmata. 8. klasei. vispārējās izglītības iestāde / G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - M.: Izglītība, OJSC “Maskavas mācību grāmatas”, 2009. (§§ 10, 17)
5. Enciklopēdija bērniem. Sējums 17. Ķīmija / Nodaļa. ed.V.A. Volodins, Ved. zinātnisks ed. I. Lēnsone. - M.: Avanta+, 2003.

1. Vienots digitālo izglītības resursu krājums ().
2. Žurnāla “Ķīmija un dzīve” elektroniskā versija ().
3. Ķīmijas testi (tiešsaistē) ().

Mājasdarbs

1.69.lpp.3.nr.; 73.lpp.1.,2.,4.nr no mācību grāmatas “Ķīmija: 8. klase” (P.A. Oržekovskis, L.M. Meščerjakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 no Uzdevumu un vingrinājumu krājuma ķīmijā: 8. klase: uz mācību grāmatu P.A. Oržekovskis un citi. “Ķīmija, 8. klase” / P.A. Oržekovskis, N.A. Titovs, F.F. Hēgelis. - M.: AST: Astrel, 2006.

Lai to izdarītu, jums jāizmanto periodiskā tabula. Jebkura elementa šūnā tiek norādīts skaitlis, visbiežāk ar precizitāti līdz 3-4 zīmēm aiz komata - tā ir šī elementa relatīvā molekulmasa (molmasa). Parasti molekulmasu noapaļo saskaņā ar atbilstošiem matemātikas likumiem, izņemot hloru - hlora atoma molekulmasa ir 35,5. Sarežģītas vielas molekulmasa ir vienāda ar to veidojošo elementu molekulmasu summu. Piemēram, ūdens ir H2O. Ūdeņraža molekulmasa ir 1, skābekļa - 16. Tas nozīmē, ka ūdens molekulmasa ir 2 * 1 + 16 = 18 g/mol.

Lai noteiktu vielu molāro masu, nepieciešams:

• ir ķīmisko elementu periodiskās sistēmas tabula D.I. Mendeļejevs;
• zināt katra elementa atomu skaitu attiecīgās vielas formulā;
• zināt jēdzienu “molmasa”, “mols” definīcijas.

Vielas formula

Lai aprakstītu vielu, ir jāzina, cik atomu un kādu veidu satur viena attiecīgās vielas molekula. Piemēram, inertā gāze kriptons normālos apstākļos (atmosfēras spiediens 101325 Pa = 760 mm Hg, temperatūra 273,15 K = 0°C) pastāv atomu formā Kr. Oglekļa monoksīda molekula sastāv no diviem oglekļa atomiem C un skābekļa atoma O: CO2. Un ledusskapja dzesēšanas šķidrumam - freonam 134 - ir sarežģītāka formula: CF3CFH2.

Definīcijas

Molmasa Mr ir viena mola vielas masa, ko mēra g/mol.

Mols ir vielas daudzums, kas satur noteiktu skaitu noteikta veida atomu. Definēts kā atomu skaits 12 g oglekļa izotopa C-12 un vienāds ar Avogadro konstanti N = 6,022 * 10^23 1/mol.

Molārās masas aprēķins

Lai noteiktu vielas molmasu Mr, ir nepieciešams noskaidrot katra vielā iekļautā elementa atommasu Ar, izmantojot ķīmisko elementu periodiskās sistēmas tabulu pēc D.I. Mendeļejevs un zināt katra elementa atomu skaitu.

Piemēram, nātrija tetraborāta Na2B4O7 * 10 H2O molārā masa Mr ir:

Mr (Na2B4O7 * 10 H2O) = 2 * Ar (Na) + 4 * Ar (B) + 7 * Ar (O) + 10 * 2 * Ar (H) + 10 * Ar (O) = 2 * 23 + 4 * 11 + 7 * 16 + 10 * 2 * 1 * 16 = 223 g/mol.

Praktiskajā un teorētiskajā ķīmijā pastāv divi jēdzieni, kuriem ir praktiska nozīme: molekulārā (to bieži aizstāj ar molekulmasas jēdzienu, kas nav pareizi) un molārā masa. Abi šie daudzumi ir atkarīgi no vienkāršas vai sarežģītas vielas sastāva.

Kā noteikt vai molekulāri? Abus šos fiziskos lielumus nevar (vai gandrīz nevar) atrast ar tiešu mērījumu palīdzību, piemēram, nosverot vielu uz svariem. Tos aprēķina, pamatojoties uz savienojuma ķīmisko formulu un visu elementu atomu masām. Šie daudzumi ir skaitliski vienādi, bet atšķiras pēc izmēra. izteiktas atomu masas vienībās, kas ir nosacīti lielumi un ir apzīmēti ar a. e.m., kā arī cits nosaukums - “dalton”. Molārās masas vienības ir izteiktas g/mol.

Vienkāršu vielu, kuru molekulas sastāv no viena atoma, molekulmasas ir vienādas ar to atomu masām, kas norādītas Mendeļejeva periodiskajā tabulā. Piemēram:

• nātrijs (Na) - 22,99 a. ēst.;
• dzelzs (Fe) - 55,85 a. ēst.;
• sērs (S) - 32,064 a. ēst.;
• argons (Ar) - 39,948 a. ēst.;
• kālijs (K) - 39,102 a. ēst.

Arī vienkāršu vielu molekulmasas, kuru molekulas sastāv no vairākiem ķīmiskā elementa atomiem, aprēķina kā elementa atommasas reizinājumu ar atomu skaitu molekulā. Piemēram:

• skābeklis (O2) - 16. 2 = 32 a. ēst.;
• slāpeklis (N2) - 14,2 = 28 a. ēst.;
• hlors (Cl2) - 35. 2 = 70 a. ēst.;
• ozons (O3) - 16. 3 = 48 a. ēst.

Molekulmasas aprēķina, summējot katra molekulā iekļautā elementa atomu masas un atomu skaita reizinājumu. Piemēram:

• (HCl) - 2 + 35 = 37 a. ēst.;
• (CO) - 12 + 16 = 28 a. ēst.;
• oglekļa dioksīds (CO2) - 12 + 16. 2 = 44 a. ēst.

Bet kā atrast vielu molāro masu?

To nav grūti izdarīt, jo tā ir noteiktas vielas daudzuma vienības masa, kas izteikta molos. Tas ir, ja katras vielas aprēķināto molekulmasu reizina ar konstantu vērtību, kas vienāda ar 1 g / mol, tad tiks iegūta tās molārā masa. Piemēram, kā noteikt molāro masu (CO2)? No tā izriet (12 + 16,2).1 g/mol = 44 g/mol, tas ir, MCO2 = 44 g/mol. Vienkāršām vielām, molekulām, kas satur tikai vienu elementa atomu, šis rādītājs, kas izteikts g/mol, skaitliski sakrīt ar elementa atommasu. Piemēram, sēram MS = 32,064 g/mol. Kā atrast vienkāršas vielas molmasu, kuras molekula sastāv no vairākiem atomiem, var apsvērt, izmantojot skābekļa piemēru: MO2 = 16. 2 = 32 g/mol.

Šeit ir sniegti piemēri konkrētām vienkāršām vai sarežģītām vielām. Bet vai ir iespējams un kā atrast produkta molmasu, kas sastāv no vairākām sastāvdaļām? Tāpat kā molekulmasa, arī daudzkomponentu maisījuma molārā masa ir piedevas daudzums. Tā ir sastāvdaļas molārās masas un tās daļas maisījumā produktu summa: M = ∑Mi. Xi, tas ir, var aprēķināt gan vidējo molekulāro, gan vidējo molāro masu.

Izmantojot gaisa piemēru, kurā ir aptuveni 75,5% slāpekļa, 23,15% skābekļa, 1,29% argona un 0,046% oglekļa dioksīda (pārējos piemaisījumus, kas ir mazākā daudzumā, var neņemt vērā): Mair = 28. 0,755 + 32. 0,2315 + 40 . 0,129 + 44 . 0,00046 = 29,08424 g/mol ≈ 29 g/mol.

Kā atrast vielas molmasu, ja periodiskajā tabulā norādīto atomu masu noteikšanas precizitāte atšķiras? Dažiem elementiem tas norādīts ar precizitāti desmitdaļās, citiem ar precizitāti simtdaļām, citiem līdz tūkstošdaļām, un tādiem elementiem kā radons - līdz veselām, mangānam līdz desmit tūkstošdaļām.

Aprēķinot molāro masu, nav jēgas veikt aprēķinus ar lielāku precizitāti nekā līdz desmitdaļām, jo ​​tiem ir praktisks pielietojums, kad pašu ķīmisko vielu vai reaģentu tīrība radīs lielu kļūdu. Visi šie aprēķini ir aptuveni. Bet, ja ķīmiķi pieprasa lielāku precizitāti, tiek veiktas atbilstošas ​​korekcijas, izmantojot noteiktas procedūras: tiek noteikts šķīduma titrs, kalibrēšana tiek veikta, izmantojot standarta paraugus utt.