Una dintre cele mai importante caracteristici ale atomilor este lor greutate.

Masa absolută este masa unui atom, exprimată în kilograme (grame).

Masa absolută a unui atom ( m un volum) este extrem de mic. Astfel, un atom al izotopului ușor de hidrogen (protiu) are o masă de 1,66 · 10–27 kg.

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

un atom al unuia dintre izotopii de oxigen are o masă de 2,67 10–26 kg,

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

un atom al izotopului de carbon 12 C are o masă de 1,99 10 -26 kg,

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

În calculele practice, este extrem de incomod să folosiți astfel de cantități. Prin urmare, de obicei folosesc valorile nu ale maselor absolute ale atomilor, ci valorile masele atomice relative.

Se notează masa atomică relativă Ar, indexul r este litera inițială a cuvântului englezesc relativ, ceea ce înseamnă relativ.

Ca unitate de măsurare a maselor atomilor și moleculelor, unitate de masă atomică (a.m.u.).

O unitate de masă atomică (a.m.u.) este 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C, adică.

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

Masa atomică relativă arată de câte ori masa unui atom al unui element dat este mai mare decât 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C, adică o unitate de masă atomică.

Masa atomică relativă este o mărime adimensională, dar este permisă desemnarea valorii sale în unități de masă atomică (a.m.u.). De exemplu:

Astfel, valoarea masei atomice relative a elementului hidrogen este 1,001 sau, rotunjit,

Ar(H) ≈ 1 amu și oxigen - Ar(O) = 15,999 ≈ 16 amu.

Valorile maselor atomice relative ale elementelor sunt date în sistemul periodic al D.I. Mendeleev. Aceste valori sunt valoarea medie a masei unui atom al unui element, luând în considerare izotopii acestui element existenți în natură și numărul acestora. Pentru calculele obișnuite, trebuie utilizate valorile rotunjite ale maselor atomice relative ale elementelor. (vezi tabelul 4 din anexă).

Similar conceptelor de masă absolută a unui atom și masa atomică relativă, se pot formula conceptele masa absolută a moleculei și masa moleculară relativă.

Masa absolută a unei molecule(m) mol. - masa unei molecule chimice, exprimată în kilograme (grame).

Greutatea moleculară relativă(Mr) (sau doar greutate moleculară) - masa unei molecule, exprimată în unități de masă atomică.

Cunoscând formula chimică a unui compus, se poate determina cu ușurință valoarea greutății sale moleculare, care este definită ca suma valorilor maselor atomice ale tuturor elementelor care alcătuiesc molecula substanței.

De exemplu, greutatea moleculară relativă a acidului sulfuric Mr(H2SO4) va fi suma a două mase atomice relative ale elementului hidrogen, o masă atomică relativă a elementului sulfuric și patru mase atomice relative ale elementului oxigen:

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

Astfel, valoarea greutății moleculare a acidului sulfuric este de 98 sau 98 amu.

Greutatea moleculară (greutatea moleculară relativă) arată de câte ori masa unei molecule dintr-o anumită substanță este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon 12 C.

În exemplul de mai sus, greutatea moleculară a acidului sulfuric este de 98 amu, adică masa acidului sulfuric este de 98 de ori mai mare decât 1/12 din masa atomului de carbon 12 C .

Greutatea relativă atomică și moleculară relativă. Molie. numărul lui Avogadro

Metodele moderne de cercetare fac posibilă determinarea unor mase extrem de mici de atomi cu mare precizie. Deci, de exemplu, masa unui atom de hidrogen este de 1,674 10 27 kg, oxigen - 2,667 x 10 -26 kg, carbon - 1,993 x 10 26 kg. În chimie, nu se folosesc valori absolute ale maselor atomice, ci cele relative. În 1961, unitatea de masă atomică (abreviată a.m.u.) a fost adoptată ca unitate de masă atomică, care este 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon „C”. Majoritatea elementelor chimice au atomi cu mase diferite. Prin urmare, masa atomică relativă A, un element chimic, este o valoare egală cu raportul dintre masa medie a unui atom din compoziția izotopică naturală a elementului și 1/12 din masa atomului de carbon 12C. Masele atomice relative ale elementelor se notează cu A, unde indicele r este litera inițială a cuvântului englez relativ - relativ. Intrările Ar(H), Ar(0), Ar(C) înseamnă: masa atomică a hidrogenului, masa atomică a oxigenului și masa atomică a carbonului. De exemplu, Ar(H) = 1,6747x 10-27 = 1,0079; 1/12 x 1.993 x 10 -26

Masa atomică relativă este una dintre principalele caracteristici ale unui element chimic. Masa moleculară relativă M a unei substanțe este o valoare egală cu raportul dintre masa medie a unei molecule din compoziția izotopică naturală a unei substanțe și 1/12 din masa unui atom de carbon 12C. În locul termenului „atribuie masa atomică”, poate fi folosit termenul „masă atomică”. Greutatea moleculară relativă este numeric egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula substanței. Este ușor de calculat prin formula substanței. De exemplu, Mg(H2O) este compus din 2Ar(H)=2 1,00797=2,01594 Ar(0)=1x15, 9994=15,9994

Mr (H2O) \u003d 18,01534 Aceasta înseamnă că raportul dintre greutatea moleculară a apei este 18,01534, rotunjit, 18. Raportul dintre greutatea moleculară arată cât de mult masa unei molecule a unei substanțe date este mai mare de 1/12 din masa unui atom C +12. Deci, greutatea moleculară a apei este 18. Aceasta înseamnă că masa unei molecule de apă este de 18 ori mai mare decât 1/12 din masa unui atom de C +12. Greutatea moleculară se referă la una dintre caracteristicile principale ale unei substanțe. Molie. Masă molară. Sistemul Internațional de Unități (SI) folosește molul ca unitate de măsură a unei substanțe. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale (molecule, atomi, ioni, electroni și altele) câte atomi există în 0,012 kg din izotopul de carbon C +12. Cunoscând masa unui atom de carbon (1,993 10-26 kg), puteți calcula numărul de atomi de NA în 0,012 kg de carbon: NA \u003d 0,012 kg / mol \u003d 1,993 x 10-26 kg 6,02 x 1023 unități / mol .

Acest număr se numește constanta Avogadro (denumirea HA, dimensiunea 1/mol), arată numărul de unități structurale dintr-un mol de orice substanță. Masa molară este o valoare egală cu raportul dintre masa unei substanțe și cantitatea de substanță. Are unitățile kg/mol sau g/mol; de obicei este notat cu litera M. Masa molara a unei substante este usor de calculat, cunoscand masa moleculei. Deci, dacă masa unei molecule de apă este de 2,99x10-26, kg, atunci masa molară Mr (H2O) \u003d 2,99 10-26 kg 6,02 1023 1 / mol \u003d 0,018 kg / mol sau 18 g / mol. În general, masa molară a unei substanțe, exprimată în g/mol, este numeric egală cu masa relativă atomică sau moleculară relativă a acelei substanțe. -De exemplu, masele atomice si moleculare relative ale lui C, Fe, O, H 2 O sunt respectiv 12, 56, 32,18, iar masele lor molare sunt respectiv 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol, 18 g/mol. Masa molară poate fi calculată pentru substanțe atât în ​​stare moleculară, cât și în stare atomică. De exemplu, se referă masa moleculară relativă a hidrogenului Mr (H 2) \u003d 2 și masa atomică a hidrogenului A (H) \u003d 1. Cantitatea de substanță determinată de numărul de unități structurale (HA) este aceeași în ambele cazuri - 1 mol. Cu toate acestea, masa molară a hidrogenului molecular este de 2 g/mol, iar masa molară a hidrogenului atomic este de 1 g/mol. Un mol de atomi, molecule sau ioni conține numărul acestor particule egal cu constanta Avogadro, de exemplu

1 mol de atomi de C +12 = 6,02 1023 atomi de C +12

1 mol de molecule de H 2 O \u003d 6,02 1023 molecule de H 2 O

1 mol de ioni S0 4 2- = 6,02 1023 ioni S0 4 2-

Masa și cantitatea unei substanțe sunt concepte diferite. Masa este exprimată în kilograme (grame), iar cantitatea unei substanțe este exprimată în moli. Există relații simple între masa unei substanțe (t, g), cantitatea unei substanțe (n, mol) și masa molară (M, g / mol): m=nM, n=m/M M=m/ n Folosind aceste formule, este ușor să calculați masa unei anumite cantități de substanță sau să determinați cantitatea unei substanțe într-un test cunoscut al acesteia sau să găsiți masa molară a unei substanțe.

Teoria atomo-moleculară. Atom, moleculă. Element chimic. Chestiune simplă și complexă. alotropie.

Chimie- știința substanțelor, modelele transformărilor lor (proprietăți fizice și chimice) și aplicații. În prezent, sunt cunoscuți peste 100 de mii de compuși anorganici și peste 4 milioane de compuși organici.

Fenomene chimice: unele substanțe sunt transformate în altele care diferă de compoziția și proprietățile originale, în timp ce compoziția nucleelor ​​atomilor nu se modifică.

Fenomene fizice: starea fizică a substanțelor se modifică (vaporizare, topire, conductivitate electrică, degajare de căldură și lumină, maleabilitatea etc.) sau se formează noi substanțe odată cu modificarea compoziției nucleelor ​​atomice.

1. Toate substanțele sunt formate din molecule. Moleculă- cea mai mică particulă a unei substanțe care are proprietățile sale chimice.

2. Moleculele sunt formate din atomi. Atom- cea mai mică particulă a unui element chimic care își păstrează toate proprietățile chimice. Elemente diferite corespund unor atomi diferiți.

3. Moleculele și atomii sunt în mișcare continuă; între ele există forţe de atracţie şi repulsie.

Element chimic- acesta este un tip de atom, caracterizat prin anumite sarcini ale nucleelor ​​și structura învelișurilor de electroni. În prezent, sunt cunoscute 117 elemente: 89 dintre ele se găsesc în natură (pe Pământ), restul sunt obținute artificial. Atomii există în stare liberă, în compuși cu atomi ai aceluiași sau altor elemente, formând molecule. Capacitatea atomilor de a interacționa cu alți atomi și de a forma compuși chimici este determinată de structura sa. Atomii constau dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ care se mișcă în jurul lui, formând un sistem neutru din punct de vedere electric care respectă legile caracteristice microsistemelor.

Formula chimica- aceasta este o înregistrare condiționată a compoziției unei substanțe folosind semne chimice (propuși în 1814 de J. Berzelius) și indici (indicele este numărul din dreapta sub simbol. Indică numărul de atomi din moleculă). Formula chimică arată ce atomi din ce elemente și în ce relație sunt interconectați într-o moleculă.

alotropie- fenomenul de formare de către un element chimic a mai multor substanţe simple care diferă ca structură şi proprietăţi.

Substanțe simple Moleculele sunt formate din atomi ai aceluiași element.

Substante compuse Moleculele sunt formate din atomi de diferite elemente chimice.

Unitatea internațională de masă atomică este egală cu 1/12 din masa izotopului 12 C - izotopul principal al carbonului natural: 1 amu \u003d 1/12 m (12 C) \u003d 1,66057 10 -24 g

Masa atomică relativă (ar)- o valoare adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom de element (ținând cont de procentul de izotopi din natură) la 1/12 din masa unui atom de 12 C.

Masa medie absolută a unui atom (m) este egal cu masa atomică relativă înmulțită cu a.m.u. (1 a.m.u. = 1,66 * 10 -24)

Greutatea moleculară relativă (Domnul)- o mărime adimensională care arată de câte ori masa unei molecule a unei substanțe date este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon 12 C.

Mr = mr / (1/12 ma(12 C))

mr este masa moleculei substanței date;

ma(12 C) - masa atomului de carbon 12 C.

Mr = S Ar(e). Masa moleculară relativă a unei substanțe este egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor elementelor, luând în considerare indicii de formulă.

Masa absolută a unei molecule este egală cu masa moleculară relativă multiplicată cu amu. Numărul de atomi și molecule din probele obișnuite de substanțe este foarte mare, prin urmare, atunci când se caracterizează cantitatea unei substanțe, se folosește o unitate de măsură specială. - molie.

Cantitatea de substanță, mol.Înseamnă un anumit număr de elemente structurale (molecule, atomi, ioni). Notat cu n, măsurat în moli. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține atâtea particule câte atomi există în 12 g de carbon.

Numărul Avogadro di Quaregna(N / A). Numărul de particule dintr-un mol de orice substanță este același și egal cu 6,02 10 23. (Constanta Avogadro are dimensiunea - mol -1).

Masa molară arată masa a 1 mol dintr-o substanță (notat cu M): M = m / n

Masa molară a unei substanțe este egală cu raportul dintre masa substanței și cantitatea corespunzătoare de substanță.

Masa molară a unei substanțe este numeric egală cu masa sa moleculară relativă, totuși prima valoare are dimensiunea g/mol, iar a doua este adimensională: M = N A m(1 moleculă) = N A Mr 1 a.m.u. = (N A 1 amu) Mr = Mr

Echivalent este o particulă de materie reală sau condiționată, care este echivalentă cu:
a) un ion H + sau OH - în această reacție acido-bazică;

b) un electron într-un OVR dat (reacție redox);

c) o unitate de sarcină într-o reacție de schimb dată,

d) numărul de liganzi monodentați implicați în reacția de formare a complexului.

Atomii sunt foarte mici și au o masă foarte mică. Dacă exprimăm masa unui atom al oricărui element chimic în grame, atunci acesta va fi un număr precedat de mai mult de douăzeci de zerouri după virgulă. Prin urmare, este incomod să măsurați masa atomilor în grame.

Cu toate acestea, dacă luăm orice masă foarte mică ca unitate, atunci toate celelalte mase mici pot fi exprimate ca raport față de această unitate. 1/12 din masa unui atom de carbon a fost aleasă ca unitate de măsurare a masei unui atom.

1/12 din masa unui atom de carbon se numește unitate de masă atomică(a.e.m.).

Masa atomică relativă este o valoare egală cu raportul dintre masa reală a unui atom al unui anumit element chimic și 1/12 din masa reală a unui atom de carbon. Aceasta este o mărime adimensională, deoarece două mase sunt împărțite.

A r = m at. / (1/12)m arc.

in orice caz masa atomică absolută este relativă ca valoare și are unitatea a.u.m.

Adică, masa atomică relativă arată de câte ori masa unui anumit atom este mai mare decât 1/12 dintr-un atom de carbon. Dacă atomul A are r = 12, atunci masa lui este de 12 ori mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon sau, cu alte cuvinte, are 12 unități de masă atomică. Acest lucru se poate întâmpla numai carbonului însuși (C). Atomul de hidrogen (H) are Ar = 1. Aceasta înseamnă că masa sa este egală cu masa de 1/12 din masa atomului de carbon. Oxigenul (O) are o masă atomică relativă de 16 amu. Aceasta înseamnă că un atom de oxigen este de 16 ori mai masiv decât 1/12 dintr-un atom de carbon, are 16 unități de masă atomică.

Cel mai ușor element este hidrogenul. Masa sa este aproximativ egală cu 1 amu. Cei mai grei atomi au o masă care se apropie de 300 amu.

De obicei, pentru fiecare element chimic valoarea acestuia este masa absolută a atomilor, exprimată în termeni de a. e. m. sunt rotunjite.

Valoarea unităților de masă atomică este înregistrată în tabelul periodic.

Pentru molecule se folosește conceptul greutate moleculară relativă (mr). Greutatea moleculară relativă arată de câte ori masa unei molecule este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon. Dar, deoarece masa unei molecule este egală cu suma maselor atomilor ei constitutivi, masa moleculară relativă poate fi găsită prin simpla adăugare a maselor relative ale acestor atomi. De exemplu, o moleculă de apă (H 2 O) conține doi atomi de hidrogen cu Ar = 1 și un atom de oxigen cu Ar = 16. Prin urmare, Mr(H 2 O) = 18.

Un număr de substanțe au o structură nemoleculară, cum ar fi metalele. Într-un astfel de caz, greutatea lor moleculară relativă este considerată egală cu greutatea lor atomică relativă.

În chimie se numește o cantitate importantă fracția de masă a unui element chimicîntr-o moleculă sau substanță. Acesta arată ce parte din greutatea moleculară relativă este reprezentată de un anumit element. De exemplu, în apă, hidrogenul reprezintă 2 părți (deoarece sunt doi atomi), iar oxigenul 16. Adică, dacă amestecați hidrogen cu o masă de 1 kg și oxigen cu o masă de 8 kg, acestea vor reacționa fără reziduu. Fracția de masă a hidrogenului este 2/18 = 1/9, iar fracția de masă a oxigenului este 16/18 = 8/9.

Greutăți atomice și moleculare

CONCEPTE ȘI LEGILE CHIMICE DE BAZĂ. STĂRI AGREGATE ALE SUBSTANȚELOR

Chimie - știința substanțelor și a transformărilor lor

Substanţă- un tip de materie format din particule discrete cu o masă în repaus (atomi, molecule, ioni). Modul de existență al materiei mişcare .

Legea fundamentală a naturii este legea indestructibilității materiei și a mișcării rezultate legea conservării masei deschis de M.V. Lomonosov în 1748 și publicat în 1760: masa substanţelor care au intrat în reacţie este egală cu masa substanţelor formate în urma reacţiei.

Doctrina atomo-moleculară

M.V. Lomonosov este, de asemenea, creatorul doctrinei atomice și moleculare, pe care a formulat-o în 1741.

Principalele prevederi ale doctrinei atomice și moleculare:

1) Toate substanțele constau din molecule, între care există goluri. Moleculă - cea mai mică particulă a unei substanțe care are proprietățile sale chimice.

2) Moleculele sunt formate din atomi care sunt legați între ei în anumite rapoarte.

Atom- cea mai mică particulă a unui element chimic din compoziția substanțelor simple și complexe, indivizibile din punct de vedere chimic.

3) Moleculele și atomii sunt în mișcare continuă.

4) Atomii se caracterizează printr-o anumită masă și dimensiune.

5) Elemente diferite corespund unor atomi diferiți ( element este tipul de atom).

6) Moleculele de substanțe simple constau din atomi identici, iar moleculele de substanțe complexe constau din alții diferiți.

Legea constanței compoziției

Descoperirea legii conservării masei a marcat trecerea chimiei la metodele de cercetare cantitativă. Compoziția multor substanțe a fost studiată și legea constanței compoziției a fost stabilită în 1799-1807. J. Proust : orice substanță pură, indiferent de metodele de producere și prezență în natură, are o compoziție calitativă și cantitativă constantă.

Legea raporturilor multiple simple

Din legea constanței compoziției rezultă că atunci când se formează o substanță complexă, elementele sunt combinate între ele în anumite rapoarte de greutate. Multe elemente se pot combina între ele în mai multe rapoarte de greutate diferite și în acest caz se formează substanțe diferite (CO, CO 2). În moleculele de CO și CO 2 , N 2 O, NO și NO 2 compoziția se modifică în salturi, și nu treptat, ceea ce indică o structură discretă a substanței. Această lege, confirmată de experiență, a fost prima dovadă realitatea existenţei atomilor.

Greutăți atomice și moleculare

Atomii și moleculele au mase absolute de ordinul 10–24–10–21 g, care sunt incomode pentru comparație, așa că chimiștii folosesc masele relative ale atomilor. Conceptul de masă atomică relativă a fost introdus de J. Dalton în 1803. El a luat masa celui mai ușor atom, hidrogenul, ca unitate de masă. În prezent, masa de 1/12 din masa atomului de carbon al izotopului 12 C, egală cu 1,66043 × 10 -24 g, este acceptată ca standard.

Atomică relativă (DAR r) greutate arată de câte ori un atom dat este mai greu decât 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C.

Folosind valoarea căldura specifică, care este ușor de determinat experimental ( raportul dintre cantitatea de căldură primită sau dată 1 g dintr-o substanță și modificarea corespunzătoare a temperaturii) puteți găsi o valoare aproximativă a masei atomice. Exceptie fac elementele usoare, in special nemetale, care au o capacitate termica mult mai mica (beriliu, bor, siliciu, diamant).

În prezent, masele atomice ale elementelor sunt determinate prin spectroscopie de masă. Masele atomilor sunt determinate de deviația traiectoriei ionilor lor care se mișcă într-un câmp magnetic, deoarece mărimea abaterii depinde de raportul dintre masa ionului și sarcina sa.

Greutatea moleculară relativă (M r) arată de câte ori o moleculă dată este mai grea decât 1/12 din masa unui atom de 12 C.

,

(1.4)

Unde m m este masa moleculei.