Fatores que afetam a concentração molar.

Tipo a Principal

toupeira(designação russa: toupeira ; internacional: mol ; nome obsoleto molécula grama(em relação ao número de moléculas); de lat. mols - quantidade, massa, conjunto contável) - uma unidade de medida da quantidade de uma substância no Sistema Internacional de Unidades (SI), uma das sete unidades básicas do SI.

A toupeira foi adotada como a unidade básica do SI pela XIV Conferência Geral de Pesos e Medidas (CGPM) em 1971.

Até agora, a definição de mol está relacionada à massa. No entanto, a XXVI Conferência Geral de Pesos e Medidas (13 a 16 de novembro de 2018) aprovou uma nova definição do mol com base na fixação do valor numérico da constante de Avogadro. A decisão entrará em vigor no Dia Mundial da Metrologia em 20 de maio de 2019.

Definição

A definição exata de um mol é formulada da seguinte forma:

Mole - a quantidade de substância de um sistema que contém tantos elementos estruturais quanto átomos de carbono-12 pesando 0,012 kg. Ao usar o mol, os elementos estruturais devem ser especificados e podem ser átomos, moléculas, íons, elétrons e outras partículas, ou grupos específicos de partículas.

Segue diretamente da definição de mol que a massa molar do carbono-12 é 12 g/mol exatamente.

O número de elementos estruturais especificados em um mol de uma substância é chamado de constante de Avogadro (número de Avogadro), geralmente denotado como N UMA. Assim, 0,012 kg de carbono-12 contém N Um átomos. O valor da constante de Avogadro recomendado pelo Comitê de Dados para Ciência e Tecnologia (CODATA) em 2014 é 6,022140857(74)⋅10 23 mol −1 . Assim, 1 átomo de carbono-12 tem uma massa de 0,012/ N Um kg = 12/ N Um g. 1/12 da massa do átomo de carbono-12 é chamado de unidade de massa atômica (notação abm) e, portanto, 1 a. e.m. = 0,001/ N Um kg = 1/ N A g. Assim, a massa de um mol de uma substância (massa molar) é igual à massa de uma partícula de uma substância, átomo ou molécula, expressa em a. e.m. e multiplicado por N UMA.
Por exemplo, a massa de 1 mol lítio, tendo uma rede cristalina atômica, será igual a
7 a. e.m.x N Um \u003d 7 x 1 / N A g x N A mol −1 = 7 g/mol,
e a massa é 1 mol oxigênio, que consiste em moléculas diatômicas
2 x 16 a. e.m.x N A \u003d 2 x 16 x 1 / N A g x N A mol −1 \u003d 32 g / mol.
Ou seja, da definição a. e. m. segue-se que a massa molar de uma substância, expressa em gramas por mol, numericamenteé igual à massa da menor partícula (átomo ou molécula) dessa substância, expressa em unidades de massa atômica.

O mol continuará sendo a unidade de quantidade de matéria; mas sua magnitude será estabelecida fixando o valor numérico da constante de Avogadro exatamente em 6,02214X⋅10 23 quando expressa na unidade SI mol −1 .

Aqui, X substitui um ou mais dígitos significativos, que serão determinados no futuro com base nas melhores recomendações da CODATA.

A XXV CGPM, realizada em 2014, decidiu continuar os trabalhos de preparação de uma nova revisão do SI, incluindo a redefinição do mol, e planejou concluir este trabalho até 2018, a fim de substituir o SI existente por uma versão atualizada na XXVI CGPM no mesmo ano.

Múltiplos e submúltiplos

Múltiplos e submúltiplos decimais são formados usando prefixos SI padrão. Além disso, a unidade de medida "ioktomol" só pode ser usada formalmente, uma vez que essas pequenas quantidades de uma substância devem ser medidas por partículas individuais (1 imol é formalmente igual a 0,602 partículas).

Múltiplos				Dolnye
magnitude	título	designação		magnitude	título	designação
10 1 mol	decamole	damol	Damol	10-1 mol	decimol	dmol	dmol
10 2 mol	hectomol	gmol	hmol	10-2 mol	centimole	resina	cmol
10 3 mol	quilomole	kmol	kmol	10-3 mol	milimole	mmol	mmol
10 6 mol	megamol	mmol	mmol	10-6 mol	micromol	µmol	mmol
10 9 mol	gigamol	Gmol	gmol	10 -9 mol	nanomol	nmol	nmol
10 12 mol	theramol	Tmol	tmol	10-12 mol	picomole	pmol	pmol
10 15 mol	petamol	Pmol	pmol	10-15 mol	femtomol	fmol	fmol
10 18 mol	examel	emol	emol	10-18 mol	átomo	amol	amol
10 21 mol	zetamol	Zmol	Zmol	10-21 mol	zeptomol	zmol	zmol
10 24 mol	iotamol	Imol	Ymol	10-24 mol	yoktomol	imol	ymol
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Feriado "Dia da Toupeira"

Veja também

Notas

Prazo átomo de grama aplicado ao mol de átomos, também é pouco usado atualmente.
Mole (unidade de quantidade de substância) // Moesia - Morshansk. - M.: Enciclopédia Soviética, 1974. - (Grande Enciclopédia Soviética: [em 30 volumes] / cap. ed.

Ontem prometi explicar em uma linguagem acessível. Algo importante para entender a química. Uma vez que você entende, então você nunca vai esquecer.

A química tem uma linguagem própria, como qualquer ciência. 2H 2 + O 2 → 2H 2 O - em termos químicos, um registro da reação de formação de água a partir de substâncias simples, hidrogênio (H) e oxigênio (O). Pequenos números referem-se ao número de átomos (Eles estão após o símbolo do elemento químico), grandes - ao número de moléculas. Pode-se ver pela equação que dois moléculas de hidrogênio se combinam com 1 molécula de oxigênio e como resultado dois moléculas de água. Atenção - isso é muito importante para entender! São moléculas que se conectam com moléculas, não “grama com grama”, mas molécula com molécula.

Esta proporção permanecerá sempre:

Tudo ficaria bem, mas há dois problemas. A primeira é que na vida real não poderemos medir um milhão de moléculas de oxigênio ou hidrogênio. Poderemos medir um grama ou uma tonelada de reagentes. Em segundo lugar, as moléculas são muito pequenas. Existem 6,7 10 24 deles em um copo de água. Ou, na notação usual, 6,7 trilhões de trilhões (isso mesmo - quase sete trilhões de vezes mais de um trilhão de moléculas). É inconveniente operar com tais números.

Qual é a saída? As moléculas, afinal, também têm massa, embora muito pequena. Nós apenas tomamos massa de uma molécula, multiplique por número de moléculas e obtemos a massa que precisamos. Nós concordamos assim - pegamos um número muito grande de moléculas (600 bilhões de trilhões de peças) e inventamos para essa quantidade unidade de medida especial toupeira. Como se houvesse um nome especial para 12 pedaços de algo "dúzia", e quando falam em "dez dúzias", querem dizer 120 peças. 5 dúzias de ovos = 60 peças. Então com toupeiras. 1 mol é 600 bilhões de trilhões de moléculas ou, em notação matemática, 6,02 10 23 moléculas. Ou seja, quando nos dizem “1 mol” de hidrogênio, sabemos que estamos falando de 600 bilhões de trilhões de moléculas de hidrogênio. Ao falar de 0,2 moles de água, entendemos que estamos falando de 120 bilhões de trilhões de moléculas de água.

Mais uma vez - a toupeira é assim unidade de contagem, apenas especificamente para moléculas. Como um "dez", "dúzia" ou "milhões", só que muito mais.

Continuando a tabela acima, pode-se escrever:

Resolvemos o primeiro problema, escrever 1 mol ou 2 moles é muito mais conveniente do que 600 bilhões de trilhões de moléculas ou 1,2 trilhão de trilhões de moléculas. Mas, por conveniência, não valia a pena cercar o jardim. O segundo problema, como lembramos, é a transição de número de moléculas(não conte-os individualmente!) massa de matéria, ao que podemos medir na balança. Esse número de moléculas em um mol (afinal, é um pouco estranho, não circular - 6,02 10 23 moléculas) foi escolhido por um motivo. Um mol de moléculas de carbono pesa exatamente 12 gramas.

É claro que todas as moléculas são diferentes. Existem os grandes e pesados - eles podem ter muitos átomos, ou não muitos, mas os próprios átomos são pesados. E há moléculas pequenas e leves. Para cada átomo e para muitas moléculas existem tabelas nos livros de referência com suas massa molar. Ou seja, com o peso de um mol de tais moléculas (se não, você pode facilmente calculá-lo adicionando as massas molares de todos os átomos que compõem a molécula). A massa molar é medida em gramas / mol (quantos gramas pesam um mol, ou seja, quantos gramas pesam 6,02 10 23 moléculas). Lembramos que o mol é apenas uma unidade de contagem. Bem, como se escrevessem no livro de referência - 1 dúzia de ovos de galinha pesam 600 gramas e 1 dúzia de ovos de avestruz pesam 19 quilos. Uma dúzia é apenas uma quantidade (12 peças), e os próprios ovos, galinha ou avestruz, pesam de forma diferente. E uma dúzia desses ou de outros ovos também pesam de forma diferente.

Assim é com as moléculas. 1 mol de moléculas pequenas e leves de hidrogênio pesa 2 gramas e 1 mol de moléculas grandes de ácido sulfúrico pesa 98 gramas. 1 mol de oxigênio pesa 32 gramas, 1 mol de água pesa 18 gramas. Aqui está uma imagem de exemplo mostrando pequenas moléculas de hidrogênio e grandes moléculas de oxigênio. Esta imagem é uma representação gráfica da reação 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

Continuamos a preencher a tabela:

Veja a transição de número de moléculas para seus massa? Vê que a lei da conservação da matéria é cumprida? 4 gramas + 32 gramas deram 36 gramas.

Agora podemos resolver problemas simples em química. Aqui está o mais primitivo: havia 100 moléculas de oxigênio e 100 moléculas de hidrogênio. O que acontecerá como resultado da reação? Sabemos que para 1 molécula de oxigênio são necessárias 2 moléculas de hidrogênio. Portanto, todas as 100 moléculas de hidrogênio reagirão (e 100 moléculas de água são formadas), mas nem todo oxigênio reagirá, outras 50 moléculas permanecerão. O oxigênio está em excesso.

Moléculas são pedaços, como eu disse acima, ninguém considera. As substâncias são geralmente medidas em gramas. Agora uma tarefa de um livro escolar: existem 10 g de hidrogênio e 64 g de oxigênio, o que acontecerá se eles forem misturados? Devemos primeiro converter as massas em moles (isto é, o número de moléculas ou a quantidade de substância, como dizem os químicos). 10 g de hidrogênio são 5 mols de hidrogênio (1 mol de hidrogênio pesa 2 gramas). 64 g de oxigênio são 2 mols (1 mol pesa 32 gramas). Sabemos que para 1 mol de oxigênio, 2 mols de hidrogênio são consumidos na reação. Isso significa que, no nosso caso, todo o oxigênio (2 mols) e 4 em cada cinco mols de hidrogênio reagirão. Você obtém 4 mols de água e ainda tem 1 mol de hidrogênio.

Vamos converter a resposta de volta para gramas. Todo o oxigênio (64 gramas) e 8 gramas de hidrogênio (4 mol * 2 g/mol) reagirão. 1 mol de hidrogênio permanece sem reação (2 gramas) e você obtém 72 gramas de água (4 mols * 18 g/mol). A lei da conservação da matéria é novamente cumprida - 64 + 10 = 72 + 2.

Acho que já deve estar claro para todos. 1 mol é apenas o número de moléculas. A massa molar é a massa de um mol. É necessário para passar da massa de uma substância (com a qual trabalhamos no mundo real) para o número de moléculas, ou a quantidade de substância necessária para as reações.

Vamos repetir novamente:

a) as substâncias reagem na proporção de n moléculas de uma para m moléculas da outra. Essa proporção será a mesma para 100 moléculas da substância original e para cem trilhões, ou cem trilhões de trilhões.
b) por conveniência, para não considerar as moléculas como pedaços, eles criaram uma unidade de contagem especial - um mol, ou seja, imediatamente 6,02 10 23 moléculas. O número desses mols é chamado de "quantidade de substância" usual
c) um mol de cada substância pesa de forma diferente, porque. as moléculas e os átomos que compõem a matéria pesam de forma diferente. A massa de um mol de uma substância é chamada de massa molar. Outro exemplo é que tijolos comuns e de silicato pesam de forma diferente. Se fizermos uma analogia, então o “peso de mil tijolos” é a “massa molar” (com a diferença de que existem mais de 1000 moléculas). A massa desses "mil tijolos" é diferente para tijolos de silicato e comuns.
d) cercamos todo esse jardim para mudar facilmente da massa de reagentes para a quantidade de substância (o número de moléculas, o número de mols) e vice-versa. E você precisa ir e voltar porque no mundo real medimos reagentes em gramas, e as reações químicas ocorrem em proporção não à massa, mas ao número de moléculas.

P.S. Químicos e outros - eu simplifiquei muito especificamente aqui. Não preciso explicar que 12 gramas pesam não 1 mol de carbono, mas 1 mol de moléculas isotópicas de C 12, nem sobre o fato de que em vez de “moléculas” seria necessário escrever “unidades estruturais” (moléculas, íons , átomos ...), especialmente não mencionado que 1 mol de gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições e muito mais

O que não gostei nos livros didáticos é apenas a definição formal da toupeira, sem especificar o significado desse conceito e para que serve.

Uma das unidades básicas do Sistema Internacional de Unidades (SI) é a unidade de quantidade de uma substância é o mol.

toupeira – esta é uma quantidade de uma substância que contém tantas unidades estruturais de uma dada substância (moléculas, átomos, íons, etc.) quanto há átomos de carbono em 0,012 kg (12 g) de um isótopo de carbono 12 Com .

Dado que o valor da massa atômica absoluta do carbono é m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, você pode calcular o número de átomos de carbono N MAS contido em 0,012 kg de carbono.

Um mol de qualquer substância contém o mesmo número de partículas dessa substância (unidades estruturais). O número de unidades estruturais contidas em uma substância com a quantidade de um mol é 6,02 10 23 e chamou número de Avogadro (N MAS ).

Por exemplo, um mol de cobre contém 6,02 10 23 átomos de cobre (Cu), e um mol de hidrogênio (H 2) contém 6,02 10 23 moléculas de hidrogênio.

massa molar(M) é a massa de uma substância tomada em uma quantidade de 1 mol.

A massa molar é denotada pela letra M e tem a unidade [g/mol]. Na física, a dimensão [kg/kmol] é usada.

No caso geral, o valor numérico da massa molar de uma substância coincide numericamente com o valor de sua massa molecular relativa (atômica relativa).

Por exemplo, o peso molecular relativo da água é:

Sr (H 2 O) \u003d 2Ar (H) + Ar (O) \u003d 2 ∙ 1 + 16 \u003d 18 a.m.u.

A massa molar da água tem o mesmo valor, mas é expressa em g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Assim, um mol de água contendo 6,02 10 23 moléculas de água (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrogênio e 6,02 10 23 átomos de oxigênio) tem uma massa de 18 gramas. 1 mol de água contém 2 mols de átomos de hidrogênio e 1 mol de átomos de oxigênio.

1.3.4. A relação entre a massa de uma substância e sua quantidade

Conhecendo a massa de uma substância e sua fórmula química e, portanto, o valor de sua massa molar, pode-se determinar a quantidade de uma substância e, inversamente, conhecendo a quantidade de uma substância, pode-se determinar sua massa. Para esses cálculos, você deve usar as fórmulas:

onde ν é a quantidade de substância, [mol]; mé a massa da substância, [g] ou [kg]; M é a massa molar da substância, [g/mol] ou [kg/kmol].

Por exemplo, para encontrar a massa de sulfato de sódio (Na 2 SO 4) na quantidade de 5 mol, encontramos:

1) o valor do peso molecular relativo de Na 2 SO 4, que é a soma dos valores arredondados das massas atômicas relativas:

Sr (Na 2 SO 4) \u003d 2Ar (Na) + Ar (S) + 4Ar (O) \u003d 142,

2) o valor da massa molar da substância numericamente igual a ela:

M (Na 2 SO 4) = 142 g/mol,

3) e, finalmente, uma massa de 5 mol de sulfato de sódio:

m = νM = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Resposta: 710.

1.3.5. A relação entre o volume de uma substância e sua quantidade

Em condições normais (n.o.), i.e. sob pressão R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg), e temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), um mol de vários gases e vapores ocupa o mesmo volume, igual a 22,4l.

O volume ocupado por 1 mol de gás ou vapor em n.o. é chamado volume molargás e tem a dimensão de um litro por mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Conhecendo a quantidade de substância gasosa (ν ) e valor do volume molar (V mol) você pode calcular seu volume (V) em condições normais:

V = ν Vmol,

onde ν é a quantidade de substância [mol]; V é o volume da substância gasosa [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Por outro lado, conhecendo o volume ( V) de uma substância gasosa em condições normais, você pode calcular sua quantidade (ν) :