Factori care afectează concentrația molară.

Tip principal

cârtiță(denumirea rusă: cârtiță ; internaţional: mol ; nume învechit moleculă gram(în raport cu numărul de molecule); din lat. moli - cantitate, masă, mulțime numărabilă) - o unitate de măsură a cantității de substanță din Sistemul Internațional de Unități (SI), una dintre cele șapte unități SI de bază.

Alunița a fost adoptată ca unitate SI de bază de către Conferința Generală a XIV-a pentru Greutăți și Măsuri (CGPM) în 1971.

Până acum, definiția unei alunițe este legată de masă. Cu toate acestea, a XXVI-a Conferință Generală de Greutăți și Măsuri (13-16 noiembrie 2018) a aprobat o nouă definiție a molului bazată pe fixarea valorii numerice a constantei Avogadro. Decizia va intra în vigoare de Ziua Mondială a Metrologiei, pe 20 mai 2019.

Definiție

Definiția exactă a unei alunițe este formulată după cum urmează:

Mol - cantitatea de substanță dintr-un sistem care conține tot atâtea elemente structurale câte atomi există în carbonul-12 cu o greutate de 0,012 kg. Când se utilizează molul, elementele structurale trebuie specificate și pot fi atomi, molecule, ioni, electroni și alte particule sau grupuri specificate de particule.

Rezultă direct din definiția unui mol că masa molară a carbonului-12 este de 12 g/mol exact.

Numărul de elemente structurale specificate dintr-un mol dintr-o substanță se numește constantă Avogadro (numărul Avogadro), de obicei notat ca N A. Astfel, 0,012 kg de carbon-12 conține N Atomii. Valoarea constantei Avogadro recomandată de Comitetul pentru date pentru știință și tehnologie (CODATA) în 2014 este 6,022140857(74)⋅10 23 mol −1 . Prin urmare, 1 atom de carbon-12 are o masă de 0,012/ N A kg = 12/ N A g. 1/12 din masa atomului de carbon-12 se numește unitatea de masă atomică (notația abm) și, prin urmare, 1 a. e.m. = 0,001/ N A kg =1/ N A g. Astfel, masa unui mol de substanță (masa molară) este egală cu masa unei particule dintr-o substanță, atom sau moleculă, exprimată în a. e. m. și înmulțit cu N A.
De exemplu, masa de 1 mol litiu, având o rețea cristalină atomică, va fi egală cu
7 a. e.m.x N A \u003d 7 x 1 / N A g x N Un mol −1 = 7 g/mol,
iar masa este de 1 mol oxigen, format din molecule diatomice
2 x 16 a. e.m.x N A \u003d 2 x 16 x 1 / N A g x N Un mol -1 \u003d 32 g / mol.
Adică din definiția a. e. m. rezultă că masa molară a unei substanțe, exprimată în grame pe mol, numeric este egală cu masa celei mai mici particule (atom sau moleculă) a acestei substanțe, exprimată în unități de masă atomică.

Alunița va rămâne unitatea cantității de materie; dar mărimea sa va fi stabilită prin fixarea valorii numerice a constantei lui Avogadro la exact 6,02214X⋅10 23 când este exprimată în unitatea SI mol −1 .

Aici, X înlocuiește una sau mai multe cifre semnificative, care vor fi determinate în viitor pe baza celor mai bune recomandări ale CODATA.

XXV CGPM, desfășurată în 2014, a decis să continue lucrările la pregătirea unei noi revizuiri a SI, inclusiv redefinirea molei, și a planificat să finalizeze această lucrare până în 2018 pentru a înlocui SI existent cu o versiune actualizată la XXVI. CGPM în același an.

Multipli și submultipli

Multiplii și submultiplii zecimali sunt formați folosind prefixe SI standard. Mai mult, unitatea de măsură „ioktomol” poate fi utilizată doar formal, deoarece cantități atât de mici dintr-o substanță trebuie măsurate prin particule individuale (1 imol este formal egal cu 0,602 particule).

Multiplii				Dolnye
magnitudinea	titlu	desemnare		magnitudinea	titlu	desemnare
10 1 mol	decamol	damol	Damol	10 -1 mol	decimol	dmol	dmol
10 2 mol	hectomol	gmol	hmol	10 -2 mol	centimol	răşină	cmol
10 3 mol	kilomol	kmol	kmol	10 -3 mol	milimol	mmol	mmol
106 mol	megamol	mmol	mmol	10 -6 mol	micromol	µmol	mmol
10 9 mol	gigamole	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	examenul	emol	emol	10 -18 mol	attomol	amol	amol
10 21 mol	zettamol	Zmol	Zmol	10 -21 mol	zeptomol	zmol	zmol
10 24 mol	yottamol	Imol	Ymol	10 -24 mol	yoktomol	imol	ymol
aplicarea nu este recomandată

Sărbătoarea „Ziua Cârtiței”

Vezi si

Note

Termen atom gram așa cum este aplicat molului de atomi, este, de asemenea, puțin utilizat în prezent.
Mole (unitate de cantitate de substanță) // Moesia - Morshansk. - M.: Enciclopedia Sovietică, 1974. - (Marea Enciclopedie Sovietică: [în 30 de volume] / cap. ed.

Ieri am promis să explic într-un limbaj accesibil. Ceva important pentru înțelegerea chimiei. Odată ce înțelegi, atunci nu vei uita niciodată.

Chimia are propriul ei limbaj, ca orice știință. 2H 2 + O 2 → 2H 2 O - în termeni chimici, o înregistrare a reacției de formare a apei din substanțe simple, hidrogen (H) și oxigen (O). Numerele mici se referă la numărul de atomi (Sunt după simbolul elementului chimic), mari - la numărul de molecule. Din ecuație se poate observa că Două moleculele de hidrogen se combină cu unu molecula de oxigen si ca urmare Două molecule de apă. Atenție - acest lucru este foarte important de înțeles! Sunt molecule care se conectează cu molecule, nu „gram cu gram”, ci moleculă cu moleculă.

Această proporție va rămâne întotdeauna:

Totul ar fi bine, dar sunt două probleme. Primul este că în viața reală nu vom putea măsura un milion de molecule de oxigen sau hidrogen. Vom putea măsura un gram sau o tonă de reactivi. În al doilea rând, moleculele sunt foarte mici. Sunt 6,7 10 24 dintre ele într-un pahar cu apă. Sau, în notația obișnuită, 6,7 trilioane de trilioane (așa este - de aproape șapte trilioane de ori peste un trilion de molecule). Este incomod să operezi cu astfel de cifre.

Care este calea de ieșire? La urma urmei, moleculele au și masă, deși una foarte mică. Doar luăm masa unei molecule, înmulțit cu numărul de moleculeși obținem masa de care avem nevoie. Am fost de acord - luăm un număr foarte mare de molecule (600 de miliarde de miliarde de bucăți) și inventăm pentru această cantitate unitate de măsură specială cârtiță. Ca și cum ar fi un nume special pentru 12 bucăți de ceva "duzină", iar când se vorbește despre „zece duzini”, înseamnă 120 de bucăți. 5 duzini de oua = 60 bucati. Deci cu alunițe. 1 mol înseamnă 600 de miliarde de trilioane de molecule sau, în notație matematică, 6,02 10 23 de molecule. Adică, când ni se spune „1 mol” de hidrogen, știm că vorbim despre 600 de miliarde de trilioane de molecule de hidrogen. Când vorbim de 0,2 moli de apă, înțelegem că vorbim de 120 de miliarde de trilioane de molecule de apă.

Încă o dată - alunița este exact așa unitate de numărare, numai special pentru molecule. Ca un „zece”, „duzină” sau „milion”, doar mult mai mult.

Continuând tabelul de mai sus, se poate scrie:

Am rezolvat prima problemă, a scrie 1 mol sau 2 moli este mult mai convenabil decât 600 de miliarde de trilioane de molecule sau 1,2 trilioane de trilioane de molecule. Dar pentru o comoditate, nu a meritat să îngrădiți grădina. A doua problemă, după cum ne amintim, este trecerea de la numărul de molecule(nu le număra individual!) to masa de materie, la ceea ce putem măsura pe cântar. Un astfel de număr de molecule într-un mol (la urma urmei, este puțin ciudat, necircular - 6,02 10 23 de molecule) a fost ales dintr-un motiv. Un mol de molecule de carbon cântărește exact 12 grame.

Este clar că toate moleculele sunt diferite. Există unele mari și grele - pot avea mulți atomi, sau nu foarte mulți, dar atomii înșiși sunt grei. Și există molecule mici și ușoare. Pentru fiecare atom și pentru multe molecule există tabele în cărțile de referință cu acestea Masă molară. Adică, cu greutatea unui mol de astfel de molecule (dacă nu, o poți calcula cu ușurință singur adunând masele molare ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula). Masa molară se măsoară în grame/mol (câte grame cântăresc un mol, adică câte grame cântăresc 6,02 10 23 molecule). Ne amintim că alunița este doar o unitate de numărare. Ei bine, de parcă ar fi scris în cartea de referință - 1 duzină de ouă de găină cântăresc 600 de grame, iar 1 duzină de ouă de struț cântăresc 19 kilograme. O duzină este doar o cantitate (12 bucăți), iar ouăle în sine, pui sau struț, cântăresc diferit. Și o duzină dintre acestea sau alte ouă cântăresc diferit.

Așa este și cu moleculele. 1 mol de molecule de hidrogen mici și ușoare cântărește 2 grame, iar 1 mol de molecule mari de acid sulfuric cântărește 98 de grame. 1 mol de oxigen cântărește 32 de grame, 1 mol de apă cântărește 18 grame. Iată un exemplu de imagine care arată molecule mici de hidrogen și molecule mari de oxigen. Această imagine este o reprezentare grafică a reacției 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

Continuăm să completăm tabelul:

Vezi trecerea de la numărul de molecule la lor masa? Vezi că legea conservării materiei este îndeplinită? 4 grame + 32 de grame au dat 36 de grame.

Acum putem rezolva probleme simple de chimie. Iată cea mai primitivă: erau 100 de molecule de oxigen și 100 de molecule de hidrogen. Ce se va întâmpla ca urmare a reacției? Știm că pentru 1 moleculă de oxigen sunt necesare 2 molecule de hidrogen. Prin urmare, toate cele 100 de molecule de hidrogen vor reacționa (și se formează 100 de molecule de apă), dar nu tot oxigenul va reacționa, vor rămâne alte 50 de molecule. Oxigenul este în exces.

Moleculele sunt bucăți, așa cum am spus mai sus, nimeni nu ia în considerare. Substanțele sunt de obicei măsurate în grame. Acum o sarcină dintr-un manual școlar: sunt 10 g de hidrogen și 64 g de oxigen, ce se va întâmpla dacă sunt amestecate? Mai întâi trebuie să convertim masele în moli (adică numărul de molecule sau cantitatea de substanță, așa cum spun chimiștii). 10 g de hidrogen sunt 5 moli de hidrogen (1 mol de hidrogen cântărește 2 grame). 64 g de oxigen sunt 2 moli (1 mol cântărește 32 de grame). Știm că pentru 1 mol de oxigen se consumă în reacție 2 moli de hidrogen. Aceasta înseamnă că, în cazul nostru, tot oxigenul (2 moli) și 4 din cinci moli de hidrogen vor reacționa. Primești 4 moli de apă și mai ai 1 mol de hidrogen.

Să convertim răspunsul înapoi în grame. Tot oxigenul (64 de grame) și 8 grame de hidrogen (4 mol * 2 g/mol) vor reacționa. 1 mol de hidrogen rămâne nereacționat (adică 2 grame) și obțineți 72 de grame de apă (4 moli * 18 g/mol). Legea conservării materiei este din nou îndeplinită - 64 + 10 = 72 + 2.

Cred că ar trebui să fie clar pentru toată lumea până acum. 1 mol este doar numărul de molecule. Masa molară este masa unui mol. Este necesar pentru a trece de la masa unei substanțe (cu care lucrăm în lumea reală) la numărul de molecule, sau la cantitatea de substanță necesară pentru reacții.

Să repetăm din nou:

a) substanțele reacţionează în raport de n molecule ale uneia la m molecule ale celeilalte. Această proporție va fi aceeași pentru 100 de molecule ale substanței originale și pentru o sută de trilioane, sau o sută de trilioane de trilioane.
b) pentru comoditate, pentru a nu considera moleculele ca bucăți, au venit cu o unitate specială de numărare - o mol, adică imediat 6,02 10 23 molecule. Numărul acestor alunițe se numește „cantitatea obișnuită de substanță”
c) câte o mol din fiecare substanță cântărește diferit, deoarece. moleculele și atomii care alcătuiesc materia cântăresc diferit. Masa unui mol dintr-o substanță se numește masa sa molară. Un alt exemplu este că cărămizile obișnuite și de silicat cântăresc diferit. Dacă facem o analogie, atunci „greutatea unei mii de cărămizi” este „masa molară” (cu diferența că există mai mult de 1000 de molecule). Masa acestor „mii de cărămizi” este diferită pentru cărămizile de silicat și obișnuite.
d) îngrădim toată această grădină pentru a trece cu ușurință de la masa de reactivi la cantitatea de substanță (numărul de molecule, numărul de moli) și invers. Și trebuie să mergeți înainte și înapoi pentru că în lumea reală măsurăm reactivii în grame, iar reacțiile chimice decurg proporțional nu cu masa, ci cu numărul de molecule.

P.S. Chimiști și alții - am simplificat foarte mult aici. Nu trebuie să explic că 12 grame cântăresc nu 1 mol de carbon, ci 1 mol de molecule izotopice C 12 sau despre faptul că în loc de „molecule” ar fi necesar să se scrie „unități structurale” (molecule, ioni). , atomi ...), mai ales nu s-a menționat că 1 mol de gaz ocupă același volum în aceleași condiții și mult mai mult

Ceea ce nu mi-a plăcut în manuale este doar definiția formală a cârtiței, fără a preciza sensul acestui concept și pentru ce este.

Una dintre unitățile de bază din Sistemul Internațional de Unități (SI) este unitatea de măsură a unei substanțe este molul.

cârtiță – aceasta este o astfel de cantitate dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale ale unei substanțe date (molecule, atomi, ioni etc.) câte atomi de carbon există în 0,012 kg (12 g) dintr-un izotop de carbon 12 Cu .

Având în vedere că valoarea masei atomice absolute pentru carbon este m(C) \u003d 1,99 10  26 kg, puteți calcula numărul de atomi de carbon N DAR continut in 0,012 kg de carbon.

Un mol din orice substanță conține același număr de particule din această substanță (unități structurale). Numărul de unități structurale conținute într-o substanță cu o cantitate de un mol este 6,02 10 23 și a sunat numărul lui Avogadro (N DAR ).

De exemplu, un mol de cupru conține 6,02 10 23 atomi de cupru (Cu), iar un mol de hidrogen (H 2) conține 6,02 10 23 molecule de hidrogen.

Masă molară(M) este masa unei substanțe luate în cantitate de 1 mol.

Masa molară se notează cu litera M și are unitatea [g/mol]. În fizică, se utilizează dimensiunea [kg/kmol].

În cazul general, valoarea numerică a masei molare a unei substanțe coincide numeric cu valoarea masei sale moleculare relative (atomice relativă).

De exemplu, greutatea moleculară relativă a apei este:

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

Masa molară a apei are aceeași valoare, dar se exprimă în g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Astfel, un mol de apă care conține 6,02 10 23 molecule de apă (respectiv 2 6,02 10 23 atomi de hidrogen și 6,02 10 23 atomi de oxigen) are o masă de 18 grame. 1 mol de apă conține 2 moli de atomi de hidrogen și 1 mol de atomi de oxigen.

1.3.4. Relația dintre masa unei substanțe și cantitatea acesteia

Cunoscând masa unei substanțe și formula ei chimică, și deci valoarea masei sale molare, se poate determina cantitatea unei substanțe și, invers, cunoscând cantitatea unei substanțe, se poate determina masa acesteia. Pentru astfel de calcule, ar trebui să utilizați formulele:

unde ν este cantitatea de substanță, [mol]; m este masa substanței, [g] sau [kg]; M este masa molară a substanței, [g/mol] sau [kg/kmol].

De exemplu, pentru a găsi masa de sulfat de sodiu (Na 2 SO 4) în cantitate de 5 moli, găsim:

1) valoarea masei moleculare relative a Na 2 SO 4, care este suma valorilor rotunjite ale maselor atomice relative:

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

2) valoarea masei molare a substanței egală numeric cu aceasta:

M (Na2SO4) = 142 g/mol,

3) și, în final, o masă de 5 moli de sulfat de sodiu:

m = ν M = 5 mol 142 g/mol = 710 g

Raspuns: 710.

1.3.5. Relația dintre volumul unei substanțe și cantitatea acesteia

În condiții normale (n.o.), adică la presiune R , egal cu 101325 Pa (760 mm Hg) și temperatură T, egal cu 273,15 K (0 С), un mol de diferite gaze și vapori ocupă același volum, egal cu 22,4 l.

Volumul ocupat de 1 mol de gaz sau vapori la n.o. se numește volumul molargaz și are dimensiunea unui litru pe mol.

V mol \u003d 22,4 l / mol.

Cunoscând cantitatea de substanță gazoasă (ν ) și valoarea volumului molar (V mol) puteți calcula volumul său (V) în condiții normale:

V = ν V mol,

unde ν este cantitatea de substanță [mol]; V este volumul substanței gazoase [l]; V mol \u003d 22,4 l / mol.

Dimpotrivă, cunoscând volumul ( V) dintr-o substanță gazoasă în condiții normale, puteți calcula cantitatea acesteia (ν) :