As massas relativas de átomos e moléculas são determinadas usando o D.I. Valores de Mendeleev de massas atômicas. Ao mesmo tempo, ao realizar cálculos para fins educacionais, os valores das massas atômicas dos elementos são geralmente arredondados para números inteiros (com exceção do cloro, cuja massa atômica é considerada 35,5).
Exemplo 1 Massa atómica relativa de cálcio E r(Ca)=40; massa atômica relativa da platina E r (Pt)=195.
A massa relativa de uma molécula é calculada como a soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem essa molécula, levando em consideração a quantidade de sua substância.
Exemplo 2. Massa molar relativa de ácido sulfúrico:
M r (H 2 SO 4) \u003d 2A r (H) + A r (S) + 4A r (O) \u003d 2 · 1 + 32 + 4· 16 = 98.
As massas absolutas de átomos e moléculas são encontradas dividindo a massa de 1 mol de uma substância pelo número de Avogadro.
Exemplo 3. Determine a massa de um átomo de cálcio.
Solução. A massa atômica do cálcio é E r (Ca) = 40 g/mol. A massa de um átomo de cálcio será igual a:
m (Ca) \u003d A r (Ca): N A \u003d 40: 6,02 · 10 23 = 6,64· 10 -23 anos
Exemplo 4 Determine a massa de uma molécula de ácido sulfúrico.
Solução. A massa molar do ácido sulfúrico é M r (H 2 SO 4) = 98. A massa de uma molécula m (H 2 SO 4) é:
m (H 2 SO 4) \u003d M r (H 2 SO 4): N A \u003d 98: 6,02 · 10 23 = 16,28· 10 -23 anos
2.10.2. Cálculo da quantidade de matéria e cálculo do número de partículas atômicas e moleculares a partir de valores conhecidos de massa e volume
A quantidade de uma substância é determinada dividindo sua massa, expressa em gramas, por sua massa atômica (molar). A quantidade de uma substância no estado gasoso em n.o. é encontrada dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l).
Exemplo 5 Determine a quantidade de substância sódica n(Na) em 57,5 g de sódio metálico.
Solução. A massa atômica relativa do sódio é E r (Na) = 23. A quantidade de uma substância é encontrada dividindo a massa de sódio metálico por sua massa atômica:
n(Na)=57,5:23=2,5 mol.
Exemplo 6 . Determine a quantidade de substância nitrogenada, se seu volume em n.o. é de 5,6 litros.
Solução. A quantidade de substância de nitrogênio n(N 2) encontramos dividindo seu volume pelo volume de 1 mol de gás (22,4 l):
n(N 2) \u003d 5,6: 22,4 \u003d 0,25 mol.
O número de átomos e moléculas em uma substância é determinado pela multiplicação do número de átomos e moléculas na substância pelo número de Avogadro.
Exemplo 7. Determine o número de moléculas contidas em 1 kg de água.
Solução. A quantidade de substância água é encontrada dividindo sua massa (1000 g) pela massa molar (18 g/mol):
n (H 2 O) \u003d 1000: 18 \u003d 55,5 mol.
O número de moléculas em 1000 g de água será:
N (H 2 O) \u003d 55,5 · 6,02· 10 23 = 3,34· 10 24 .
Exemplo 8. Determine o número de átomos contidos em 1 litro (n.o.) de oxigênio.
Solução. A quantidade de substância de oxigênio, cujo volume em condições normais é de 1 litro é igual a:
n(O 2) \u003d 1: 22,4 \u003d 4,46 · 10-2 mol.
O número de moléculas de oxigênio em 1 litro (N.O.) será:
N (O 2) \u003d 4,46 · 10 -2 · 6,02· 10 23 = 2,69· 10 22 .
Note-se que 26,9 · 10 22 moléculas estarão contidas em 1 litro de qualquer gás em n.o. Como a molécula de oxigênio é diatômica, o número de átomos de oxigênio em 1 litro será 2 vezes maior, ou seja, 5,38 · 10 22 .
2.10.3. Cálculo da massa molar média da mistura gasosa e fração volumétrica
os gases que contém
A massa molar média de uma mistura gasosa é calculada a partir das massas molares dos gases constituintes dessa mistura e suas frações volumétricas.
Exemplo 9 Supondo que o conteúdo (em porcentagem de volume) de nitrogênio, oxigênio e argônio no ar seja 78, 21 e 1, respectivamente, calcule a massa molar média do ar.
Solução.
M ar = 0,78 · M r (N 2) + 0,21 · M r (O 2) + 0,01 · M r (Ar) = 0,78 · 28+0,21· 32+0,01· 40 = 21,84+6,72+0,40=28,96
Ou aproximadamente 29 g/mol.
Exemplo 10. A mistura gasosa contém 12 l de NH 3 , 5 l de N 2 e 3 l de H 2 medidos em n.o. Calcule as frações volumétricas de gases nesta mistura e sua massa molar média.
Solução. O volume total da mistura de gases é V=12+5+3=20 l. As frações de volume j de gases serão iguais:
φ(NH3)= 12:20=0,6; φ(N2)=5:20=0,25; φ(H2)=3:20=0,15.
A massa molar média é calculada com base nas frações volumétricas dos gases constituintes desta mistura e suas massas moleculares:
M=0,6 · M (NH 3) + 0,25 · M(N2)+0,15 · M (H 2) \u003d 0,6 · 17+0,25· 28+0,15· 2 = 17,5.
2.10.4. Cálculo da fração de massa de um elemento químico em um composto químico
A fração de massa ω de um elemento químico é definida como a razão entre a massa de um átomo de um dado elemento X contido em uma dada massa de uma substância e a massa dessa substância m. A fração de massa é uma quantidade adimensional. É expresso em frações de uma unidade:
ω(X) = m(X)/m (0<ω< 1);
ou em porcentagem
ω(X),%= 100 m(X)/m (0%<ω<100%),
onde ω(X) é a fração de massa do elemento químico X; m(X) é a massa do elemento químico X; m é a massa da substância.
Exemplo 11 Calcule a fração de massa de manganês em óxido de manganês (VII).
Solução. As massas molares das substâncias são iguais: M (Mn) \u003d 55 g / mol, M (O) \u003d 16 g / mol, M (Mn 2 O 7) \u003d 2M (Mn) + 7M (O) \u003d 222 g/mol. Portanto, a massa de Mn 2 O 7 com a quantidade de substância 1 mol é:
m(Mn 2 O 7) = M(Mn 2 O 7) · n(Mn2O7) = 222 · 1 = 222
Da fórmula Mn 2 O 7 segue-se que a quantidade de substância de átomos de manganês é duas vezes a quantidade de substância de óxido de manganês (VII). Significa,
n(Mn) \u003d 2n (Mn 2 O 7) \u003d 2 mol,
m(Mn)= n(Mn) · M(Mn) = 2 · 55 = 110 g.
Assim, a fração de massa de manganês em óxido de manganês (VII) é:
ω(X)=m(Mn): m(Mn2O7) = 110:222 = 0,495 ou 49,5%.
2.10.5. Estabelecendo a fórmula de um composto químico por sua composição elementar
A fórmula química mais simples de uma substância é determinada com base nos valores conhecidos das frações de massa dos elementos que compõem essa substância.
Suponha que haja uma amostra de uma substância Na x P y O z com uma massa m o g. Considere como sua fórmula química é determinada se as quantidades da substância dos átomos dos elementos, suas massas ou frações de massa na massa conhecida de a substância é conhecida. A fórmula de uma substância é determinada pela razão:
x: y: z = N(Na): N(P): N(O).
Essa proporção não muda se cada um de seus termos for dividido pelo número de Avogadro:
x: y: z = N(Na)/NA: N(P)/NA: N(O)/NA = ν(Na) : ν(P): ν(O).
Assim, para encontrar a fórmula de uma substância, é necessário conhecer a razão entre as quantidades de substâncias de átomos na mesma massa de uma substância:
x: y: z = m(Na)/Mr(Na): m(P)/Mr(P): m(O)/Mr(O).
Se dividirmos cada termo da última equação pela massa da amostra m o , obtemos uma expressão que nos permite determinar a composição da substância:
x: y: z = ω(Na)/Mr(Na): ω(P)/Mr(P): ω(O)/Mr (O).
Exemplo 12. A substância contém 85,71% em peso. % de carbono e 14,29 em peso. % hidrogênio. Sua massa molar é 28 g/mol. Determine as fórmulas químicas mais simples e verdadeiras dessa substância.
Solução. A razão entre o número de átomos em uma molécula C x H y é determinada pela divisão das frações de massa de cada elemento por sua massa atômica:
x: y \u003d 85,71 / 12: 14,29 / 1 \u003d 7,14: 14,29 \u003d 1: 2.
Assim, a fórmula mais simples de uma substância é CH 2. A fórmula mais simples de uma substância nem sempre coincide com sua fórmula verdadeira. Neste caso, a fórmula CH 2 não corresponde à valência do átomo de hidrogênio. Para encontrar a verdadeira fórmula química, você precisa conhecer a massa molar de uma determinada substância. Neste exemplo, a massa molar da substância é 28 g/mol. Dividindo 28 por 14 (a soma das massas atômicas correspondentes à fórmula unidade CH 2), obtemos a verdadeira razão entre o número de átomos em uma molécula:
Obtemos a verdadeira fórmula da substância: C 2 H 4 - etileno.
Em vez da massa molar para substâncias gasosas e vapores, a densidade para qualquer gás ou ar pode ser indicada na condição do problema.
No caso em consideração, a densidade do gás no ar é 0,9655. Com base neste valor, a massa molar do gás pode ser encontrada:
M = M ar · D ar = 29 · 0,9655 = 28.
Nesta expressão, M é a massa molar do gás C x H y, M ar é a massa molar média do ar, D ar é a densidade do gás C x H y no ar. O valor resultante da massa molar é usado para determinar a verdadeira fórmula da substância.
A condição do problema pode não indicar a fração de massa de um dos elementos. É encontrado subtraindo da unidade (100%) as frações de massa de todos os outros elementos.
Exemplo 13 Um composto orgânico contém 38,71% em peso. % de carbono, 51,61 em peso. % de oxigênio e 9,68% em peso. % hidrogênio. Determine a fórmula verdadeira dessa substância se sua densidade de vapor de oxigênio for 1,9375.
Solução. Calculamos a razão entre o número de átomos na molécula C x H y O z:
x: y: z = 38,71/12: 9,68/1: 51,61/16 = 3,226: 9,68: 3,226= 1:3:1.
A massa molar M de uma substância é:
M \u003d M (O 2) · D(O2) = 32 · 1,9375 = 62.
A fórmula mais simples de uma substância é CH 3 O. A soma das massas atômicas para esta unidade de fórmula será 12+3+16=31. Divida 62 por 31 e obtenha a verdadeira razão entre o número de átomos na molécula:
x:y:z = 2:6:2.
Assim, a verdadeira fórmula da substância é C 2 H 6 O 2. Esta fórmula corresponde à composição de álcool di-hídrico - etilenoglicol: CH 2 (OH) -CH 2 (OH).
2.10.6. Determinação da massa molar de uma substância
A massa molar de uma substância pode ser determinada com base em sua densidade de vapor de gás com uma massa molar conhecida.
Exemplo 14 . A densidade de vapor de algum composto orgânico em termos de oxigênio é 1,8125. Determine a massa molar deste composto.
Solução. A massa molar de uma substância desconhecida M x é igual ao produto da densidade relativa desta substância D pela massa molar da substância M, segundo a qual o valor da densidade relativa é determinado:
M x = D · M = 1,8125 · 32 = 58,0.
As substâncias com o valor encontrado da massa molar podem ser acetona, propionaldeído e álcool alílico.
A massa molar de um gás pode ser calculada usando o valor de seu volume molar em n.c.
Exemplo 15. Massa de 5,6 litros de gás em n.o. é 5,046 g. Calcule a massa molar deste gás.
Solução. O volume molar do gás em n.s. é 22,4 litros. Portanto, a massa molar do gás desejado é
M = 5,046 · 22,4/5,6 = 20,18.
O gás desejado é o néon Ne.
A equação de Clapeyron-Mendeleev é usada para calcular a massa molar de um gás cujo volume é dado em condições não normais.
Exemplo 16 A uma temperatura de 40 ° C e uma pressão de 200 kPa, a massa de 3,0 litros de gás é de 6,0 g. Determine a massa molar desse gás.
Solução. Substituindo as quantidades conhecidas na equação de Clapeyron-Mendeleev, obtemos:
M = mRT/PV = 6,0 · 8,31· 313/(200· 3,0)= 26,0.
O gás considerado é o acetileno C 2 H 2.
Exemplo 17 A combustão de 5,6 l (N.O.) de hidrocarboneto produziu 44,0 g de dióxido de carbono e 22,5 g de água. A densidade relativa do hidrocarboneto em relação ao oxigênio é 1,8125. Determine a verdadeira fórmula química do hidrocarboneto.
Solução. A equação de reação para a combustão de hidrocarbonetos pode ser representada da seguinte forma:
C x H y + 0,5 (2x + 0,5y) O 2 \u003d x CO 2 + 0,5 y H 2 O.
A quantidade de hidrocarboneto é 5,6:22,4=0,25 mol. Como resultado da reação, são formados 1 mol de dióxido de carbono e 1,25 mol de água, que contém 2,5 mol de átomos de hidrogênio. Quando um hidrocarboneto é queimado com uma quantidade de uma substância de 1 mol, são obtidos 4 mols de dióxido de carbono e 5 mols de água. Assim, 1 mol de hidrocarboneto contém 4 mol de átomos de carbono e 10 mol de átomos de hidrogênio, ou seja, fórmula química do hidrocarboneto C 4 H 10 . A massa molar deste hidrocarboneto é M = 4 · 12+10=58. Sua densidade relativa de oxigênio D=58:32=1,8125 corresponde ao valor dado na condição do problema, o que confirma a correção da fórmula química encontrada.
Peso atômico relativo e peso molecular relativo. Mariposa. Número de Avogadro
Métodos de pesquisa modernos permitem determinar massas extremamente pequenas de átomos com grande precisão. Assim, por exemplo, a massa de um átomo de hidrogênio é 1,674 10 27 kg, oxigênio - 2,667 x 10 -26 kg, carbono - 1,993 x 10 26 kg. Em química, não são tradicionalmente usados valores absolutos de massas atômicas, mas relativos. Em 1961, a unidade de massa atômica (abreviada a.m.u.) foi adotada como unidade de massa atômica, que é 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono "C". A maioria dos elementos químicos tem átomos com massas diferentes. Portanto, a massa atômica relativa A, um elemento químico, é um valor igual à razão da massa média de um átomo da composição isotópica natural do elemento para 1/12 da massa do átomo de carbono 12C. As massas atômicas relativas dos elementos são denotadas por A, onde o índice r é a letra inicial da palavra inglesa relativa - relativa. As entradas Ar(H), Ar(0), Ar(C) significam: a massa atômica do hidrogênio, a massa atômica do oxigênio e a massa atômica do carbono. Por exemplo, Ar(H) = 1,6747x 10-27 = 1,0079; 1/12 x 1,993 x 10 -26A massa atômica relativa é uma das principais características de um elemento químico. O peso molecular relativo M de uma substância é um valor igual à razão entre a massa média de uma molécula da composição isotópica natural de uma substância para 1/12 da massa de um átomo de carbono 12C. Em vez do termo "atribui massa atômica", o termo "massa atômica" pode ser usado. O peso molecular relativo é numericamente igual à soma das massas atômicas relativas de todos os átomos que compõem a molécula da substância. É facilmente calculado pela fórmula da substância. Por exemplo, Mg(H2O) é composto de 2Ar(H)=2 1,00797=2,01594 Ar(0)=1x15, 9994=15,9994
Mr (H2O) \u003d 18,01534 Isso significa que a proporção do peso molecular da água é 18,01534, arredondado, 18. A proporção do peso molecular mostra quanto a massa de uma molécula de uma determinada substância é superior a 1/12 de a massa de um átomo C +12. Assim, o peso molecular da água é 18. Isso significa que a massa de uma molécula de água é 18 vezes maior que 1/12 da massa de um átomo de C+12. O peso molecular refere-se a uma das principais características de uma substância. Mariposa. Massa molar. O Sistema Internacional de Unidades (SI) usa o mol como unidade de quantidade de uma substância. Um mol é a quantidade de uma substância contendo tantas unidades estruturais (moléculas, átomos, íons, elétrons e outros) quantos átomos existem em 0,012 kg do isótopo de carbono C +12. Conhecendo a massa de um átomo de carbono (1,993 10-26 kg), você pode calcular o número de átomos de NA em 0,012 kg de carbono: NA \u003d 0,012 kg / mol \u003d 1,993 x 10-26 kg 6,02 x 1023 unidades / mol .
Este número é chamado de constante de Avogadro (designação HA, dimensão 1/mol), mostra o número de unidades estruturais em um mol de qualquer substância. A massa molar é um valor igual à razão entre a massa de uma substância e a quantidade de uma substância. Tem as unidades de kg/mol ou g/mol; geralmente é denotado pela letra M. A massa molar de uma substância é fácil de calcular, conhecendo a massa da molécula. Portanto, se a massa de uma molécula de água for 2,99x10-26, kg, a massa molar Mr (H2O) \u003d 2,99 10-26 kg 6,02 1023 1 / mol \u003d 0,018 kg / mol, ou 18 g / mol. Em geral, a massa molar de uma substância, expressa em g/mol, é numericamente igual à massa atômica relativa ou massa molecular relativa dessa substância. -Por exemplo, as massas atômicas e moleculares relativas de C, Fe, O, H 2O são respectivamente 12, 56, 32,18, e suas massas molares são respectivamente 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol, 18 g /mol. A massa molar pode ser calculada para substâncias nos estados molecular e atômico. Por exemplo, a massa molecular relativa do hidrogênio Mr (H 2) \u003d 2 e a massa atômica do hidrogênio A (H) \u003d 1 se referem. A quantidade de substância determinada pelo número de unidades estruturais (HA) é a mesma em ambos os casos - 1 mol. No entanto, a massa molar do hidrogênio molecular é 2 g/mol, e a massa molar do hidrogênio atômico é 1 g/mol. Um mol de átomos, moléculas ou íons contém o número dessas partículas igual à constante de Avogadro, por exemplo
1 mol de átomos de C +12 = 6,02 1023 átomos de C +12
1 mol de moléculas de H 2 O \u003d 6,02 1023 moléculas de H 2 O
1 mol de íons S0 4 2- = 6,02 1023 íons S0 4 2-
Massa e quantidade de uma substância são conceitos diferentes. A massa é expressa em quilogramas (gramas), e a quantidade de uma substância é expressa em mols. Existem relações simples entre a massa de uma substância (t, g), a quantidade de uma substância (p, mol) e a massa molar (M, g/mol): m=nM, n=m/M M=m/ n Usando essas fórmulas, é fácil calcular a massa de uma certa quantidade de uma substância, ou determinar a quantidade de uma substância em um ensaio conhecido dela, ou encontrar a massa molar de uma substância.
Para medir a massa de um átomo, é usada a massa atômica relativa, que é expressa em unidades de massa atômica (a.m.u.). A massa molecular relativa é a soma das massas atômicas relativas das substâncias.
Conceitos
Para entender o que é a massa atômica relativa em química, deve-se entender que a massa absoluta de um átomo é muito pequena para ser expressa em gramas, e ainda mais em quilogramas. Portanto, na química moderna, 1/12 da massa do carbono é considerada uma unidade de massa atômica (uma). A massa atômica relativa é igual à razão entre a massa absoluta e 1/12 da massa absoluta do carbono. Em outras palavras, a massa relativa reflete quantas vezes a massa de um átomo de uma determinada substância excede 1/12 da massa de um átomo de carbono. Por exemplo, a massa relativa de nitrogênio é 14, ou seja, o átomo de nitrogênio contém 14 a. e.m. ou 14 vezes mais do que 1/12 de um átomo de carbono.
Arroz. 1. Átomos e moléculas.
Entre todos os elementos, o hidrogênio é o mais leve, sua massa é de 1 unidade. Os átomos mais pesados têm uma massa de 300 amu. comer.
Peso molecular - um valor que mostra quantas vezes a massa de uma molécula excede 1/12 da massa de carbono. Também expresso em a. e. m. A massa de uma molécula é a soma das massas dos átomos, portanto, para calcular a massa molecular relativa, é necessário somar as massas dos átomos da substância. Por exemplo, o peso molecular relativo da água é 18. Este valor é a soma das massas atômicas relativas de dois átomos de hidrogênio (2) e um átomo de oxigênio (16).
Arroz. 2. Carbono na tabela periódica.
Como você pode ver, esses dois conceitos têm várias características comuns:
- as massas atômicas e moleculares relativas de uma substância são quantidades adimensionais;
- a massa atômica relativa é denotada A r , massa molecular - M r ;
- a unidade de medida é a mesma em ambos os casos - a. comer.
As massas molares e moleculares coincidem numericamente, mas diferem em dimensão. A massa molar é a razão entre a massa de uma substância e o número de moles. Ele reflete a massa de um mol, que é igual ao número de Avogadro, ou seja, 6,02 ⋅ 10 23 . Por exemplo, 1 mol de água pesa 18 g / mol e M r (H 2 O) \u003d 18 a. e.m. (18 vezes mais pesado que uma unidade de massa atômica).
Como calcular
Para expressar matematicamente a massa atômica relativa, deve-se determinar que 1/2 parte do carbono ou uma unidade de massa atômica é igual a 1,66⋅10 −24 g. Portanto, a fórmula para a massa atômica relativa é a seguinte:
A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24 ,
onde m a é a massa atômica absoluta da substância.
A massa atômica relativa dos elementos químicos é indicada na tabela periódica de Mendeleev, portanto, não precisa ser calculada independentemente ao resolver problemas. As massas atômicas relativas são geralmente arredondadas para números inteiros. A exceção é o cloro. A massa de seus átomos é 35,5.
Deve-se notar que, ao calcular a massa atômica relativa de elementos que possuem isótopos, seu valor médio é levado em consideração. A massa atômica neste caso é calculada da seguinte forma:
A r = ΣA r,i n i ,
onde A r,i é a massa atômica relativa de isótopos, n i é o conteúdo de isótopos em misturas naturais.
Por exemplo, o oxigênio tem três isótopos - 16 O, 17 O, 18 O. Sua massa relativa é 15,995, 16,999, 17,999 e seu conteúdo em misturas naturais é 99,759%, 0,037%, 0,204%, respectivamente. Dividindo as porcentagens por 100 e substituindo os valores, temos:
A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 amu
Referindo-se à tabela periódica, é fácil encontrar esse valor em uma célula de oxigênio.
Arroz. 3. Tabela periódica.
Peso molecular relativo - a soma das massas dos átomos de uma substância:
Os índices de símbolos são levados em consideração ao determinar o valor do peso molecular relativo. Por exemplo, o cálculo da massa de H 2 CO 3 é o seguinte:
M r \u003d 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 \u003d 62 a. comer.
Conhecendo o peso molecular relativo, pode-se calcular a densidade relativa de um gás a partir do segundo, ou seja, determine quantas vezes uma substância gasosa é mais pesada que a segunda. Para isso, é usada a equação D (y) x \u003d M r (x) / M r (y).
O que aprendemos?
Na lição da 8ª série, aprendemos sobre a massa atômica e molecular relativa. A unidade de massa atômica relativa é 1/12 da massa do carbono, igual a 1,66⋅10 −24 g. Para calcular a massa, é necessário dividir a massa atômica absoluta de uma substância pela unidade de massa atômica (a.m.u.) . O valor da massa atômica relativa é indicado no sistema periódico de Mendeleev em cada célula do elemento. O peso molecular de uma substância é a soma das massas atômicas relativas dos elementos.
Questionário do tópico
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Doutrina atômico-molecular
O conceito de átomos como as menores partículas indivisíveis originou-se na Grécia antiga. Os fundamentos da ciência atômica e molecular moderna foram formulados pela primeira vez por M.V. Lomonosov (1748), mas suas ideias, expostas em uma carta particular, eram desconhecidas da maioria dos cientistas. Portanto, o cientista inglês J. Dalton, que formulou (1803-1807) seus principais postulados, é considerado o fundador da moderna teoria atômica e molecular.
1. Cada elemento consiste em partículas muito pequenas - átomos.
2. Todos os átomos de um elemento são iguais.
3. Átomos de elementos diferentes têm massas e propriedades diferentes.
4. Átomos de um elemento não se transformam em átomos de outros elementos como resultado de reações químicas.
5. Os compostos químicos são formados como resultado da combinação de átomos de dois ou mais elementos.
6. Em um determinado composto, os números relativos de átomos de vários elementos são sempre constantes.
Esses postulados foram primeiramente comprovados indiretamente por um conjunto de leis estequiométricas. Estequiometria - parte da química que estuda a composição das substâncias e sua mudança no curso das transformações químicas. Esta palavra é derivada das palavras gregas "stechion" - elemento e "metron" - medida. As leis da estequiometria incluem as leis de conservação de massa, constância de composição, razões múltiplas, razões volumétricas, lei de Avogadro e lei dos equivalentes.
1.3. Leis estequiométricas
As leis da estequiometria são consideradas partes integrantes da AMU. Com base nessas leis, foi introduzido o conceito de fórmulas químicas, equações químicas e valência.
O estabelecimento de leis estequiométricas tornou possível atribuir uma massa estritamente definida aos átomos dos elementos químicos. As massas dos átomos são extremamente pequenas. Assim, a massa de um átomo de hidrogênio é 1,67∙10 -27 kg, oxigênio - 26,60∙10 -27 kg, carbono - 19,93∙10 -27 kg. É muito inconveniente usar esses números para vários cálculos. Portanto, desde 1961, 1/12 da massa do isótopo de carbono 12 C - unidade de massa atômica (a.m.u.). Anteriormente, era chamado de unidade de carbono (c.u.), mas agora esse nome não é recomendado.
A.m.u. massa é 1,66. 10-27kg ou 1,66. 10–24
Massa atômica relativa de um elemento (Ar) é a razão da massa absoluta de um átomo para 1/12 da massa absoluta de um átomo do isótopo de carbono 12 C. Em outras palavras, A r mostra quantas vezes a massa de um átomo de um dado elemento é mais pesada que 1/12 da massa de um átomo 12 C. Por exemplo, o valor de Ar r oxigênio arredondado para um número inteiro é 16; isso significa que a massa de um átomo de oxigênio é 16 vezes maior que 1/12 da massa de um átomo de 12 C.
As massas atômicas relativas dos elementos (Ar) são dadas na Tabela Periódica de Elementos Químicos por D.I. Mendeleiev.
Peso molecular relativo (M r) Uma substância é chamada de massa de sua molécula, expressa em amu, é igual à soma das massas atômicas de todos os átomos que compõem a molécula da substância e é calculada pela fórmula da substância. Por exemplo, a massa molecular relativa do ácido sulfúrico H 2 SO 4 é composta pelas massas atômicas de dois átomos de hidrogênio (1∙2 = 2), a massa atômica de um átomo de enxofre (32) e a massa atômica de quatro átomos de oxigênio (4∙16 = 64). É igual a 98.
Isso significa que a massa de uma molécula de ácido sulfúrico é 98 vezes maior que 1/12 da massa de um átomo de 12 C.
As massas atômicas e moleculares relativas são quantidades relativas e, portanto, adimensionais.
