1. Doplňte medzery vo vetách.
Absolútna atómová hmotnosť znázorňuje hmotnosť jednej dvanástiny časti 1/12 hmotnosti jednej molekuly izotopu uhlíka 12 6 C sa meria v týchto jednotkách: g, gc, mg, t.
Relatívna atómová hmotnosť ukazuje, koľkokrát je hmotnosť danej látky prvku väčšia ako hmotnosť atómu vodíka; nemá mernú jednotku.
2. Zapíšte si pomocou zápisu oku = zaokrúhlené na celé číslo:
a) relatívna atómová hmotnosť kyslíka - 16:
b) relatívna atómová hmotnosť sodíka - 23;
c) relatívna atómová hmotnosť medi - 64 .
3. Uvádzajú sa názvy chemických prvkov: ortuť, fosfor, vodík, síra, uhlík, kyslík, draslík, dusík. Do prázdnych buniek zadajte symboly prvkov tak, aby ste získali sériu, v ktorej sa relatívna atómová hmotnosť zvyšuje.
4. Podčiarknite správne tvrdenia.
a) Hmotnosť desiatich atómov kyslíka sa rovná hmotnosti dvoch atómov brómu;
b) hmotnosť piatich atómov uhlíka je väčšia ako hmotnosť troch atómov síry;
c) Hmotnosť siedmich atómov kyslíka je menšia ako hmotnosť piatich atómov horčíka.
5. Dokončite diagram.
6. Vypočítajte relatívne molekulové hmotnosti látok podľa ich vzorcov:
a) M r (N 2) \u003d 2 * 14 \u003d 28
b) Mr (CH4) = 12 + 4 x 1 = 16
c) Mr (CaC03) = 40+12+3*16=100
d) Mr (NH4Cl) \u003d 12 + 41 + 35,5 \u003d 53,5
e) Mr (H3P04) = 3*1+31+16*4=98
7. Pred vami je pyramída, ktorej „stavebnými kameňmi“ sú vzorce chemických zlúčenín. Nájdite cestu z vrcholu pyramídy k jej základni tak, aby súčet relatívnych molekulových hmotností zlúčenín bol minimálny. Pri výbere každého ďalšieho „kameňa“ treba počítať s tým, že si môžete vybrať len ten, ktorý priamo susedí s predchádzajúcim.
Ako odpoveď napíšte vzorce látok výhernej cesty.
Odpoveď: C2H6-H2C03-S02-Na2S
8. Kyselina citrónová sa nachádza nielen v citrónoch, ale aj v nezrelých jablkách, ríbezliach, čerešniach atď. Kyselina citrónová sa používa pri varení, v domácnosti (napríklad na odstránenie škvŕn od hrdze z látky). Molekula tejto látky pozostáva zo 6 atómov uhlíka, 8 atómov vodíka, 7 atómov kyslíka.
C6H807
Označte správne tvrdenie:
a) relatívna molekulová hmotnosť tejto látky je 185;
b) relatívna molekulová hmotnosť tejto látky je 29;
c) relatívna molekulová hmotnosť tejto látky je 192.
Atómovo-molekulárna teória. Atóm, molekula. Chemický prvok. Jednoduchá a zložitá záležitosť. Alotropia.
Chémia- náuka o látkach, zákonitostiach ich premien (fyzikálne a chemické vlastnosti) a použití. V súčasnosti je známych viac ako 100 tisíc anorganických a viac ako 4 milióny organických zlúčenín.
Chemické javy: niektoré látky sa premieňajú na iné, ktoré sa líšia od pôvodného zloženia a vlastností, pričom zloženie jadier atómov sa nemení.
Fyzikálne javy: mení sa fyzikálny stav látok (vyparovanie, topenie, elektrická vodivosť, uvoľňovanie tepla a svetla, kujnosť a pod.) alebo vznikajú nové látky so zmenou zloženia atómových jadier.
1. Všetky látky sú tvorené molekulami. Molekula- najmenšia častica látky, ktorá má jej chemické vlastnosti.
2. Molekuly sa skladajú z atómov. Atóm- najmenšia častica chemického prvku, ktorá si zachováva všetky svoje chemické vlastnosti. Rôzne prvky zodpovedajú rôznym atómom.
3. Molekuly a atómy sú v nepretržitom pohybe; medzi nimi sú sily príťažlivosti a odpudzovania.
Chemický prvok- ide o typ atómu, ktorý sa vyznačuje určitými nábojmi jadier a štruktúrou elektrónových obalov. V súčasnosti je známych 117 prvkov: 89 z nich sa nachádza v prírode (na Zemi), zvyšok sa získava umelo. Atómy existujú vo voľnom stave, v zlúčeninách s atómami rovnakých alebo iných prvkov, ktoré tvoria molekuly. Schopnosť atómov interagovať s inými atómami a vytvárať chemické zlúčeniny je určená ich štruktúrou. Atómy pozostávajú z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov, ktoré sa okolo neho pohybujú a tvoria elektricky neutrálny systém, ktorý sa riadi zákonmi charakteristickými pre mikrosystémy.
Chemický vzorec- ide o podmienený záznam zloženia látky pomocou chemických znakov (navrhnutý v roku 1814 J. Berzeliusom) a indexov (index je číslo vpravo pod symbolom. Udáva počet atómov v molekule). Chemický vzorec ukazuje, ktoré atómy ktorých prvkov a v akom vzťahu sú v molekule prepojené.
Alotropia- jav, pri ktorom chemickým prvkom vzniká niekoľko jednoduchých látok, ktoré sa líšia štruktúrou a vlastnosťami.
Jednoduché látky Molekuly sa skladajú z atómov toho istého prvku.
Zložené látky Molekuly sa skladajú z atómov rôznych chemických prvkov.
Medzinárodná jednotka atómovej hmotnosti sa rovná 1/12 hmotnosti izotopu 12 C - hlavného izotopu prírodného uhlíka: 1 amu \u003d 1/12 m (12 C) \u003d 1,66057 10 -24 g
Relatívna atómová hmotnosť (ar)- bezrozmerná hodnota rovnajúca sa pomeru priemernej hmotnosti atómu prvku (berúc do úvahy percento izotopov v prírode) k 1/12 hmotnosti atómu 12 C.
Priemerná absolútna hmotnosť atómu (m) sa rovná relatívnej atómovej hmotnosti krát a.m.u. (1:00 = 1,66 * 10 -24)
Relatívna molekulová hmotnosť (Pán)- bezrozmerná veličina udávajúca, koľkokrát je hmotnosť molekuly danej látky väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka 12 C.
Pán = pán / (1/12 ma (12 C))
mr je hmotnosť molekuly danej látky;
ma(12C) - hmotnosť atómu uhlíka 12C.
Mr = S Ar(e). Relatívna molekulová hmotnosť látky sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností všetkých prvkov, berúc do úvahy indexy vzorca.
Absolútna hmotnosť molekuly sa rovná relatívnej molekulovej hmotnosti krát amu. Počet atómov a molekúl v bežných vzorkách látok je veľmi veľký, preto sa pri charakterizácii množstva látky používa špeciálna jednotka merania. - mol.
Látkové množstvo, mol. Znamená určitý počet štruktúrnych prvkov (molekuly, atómy, ióny). Označuje sa n, merané v móloch. Mol je množstvo látky, ktoré obsahuje toľko častíc, koľko je atómov v 12 g uhlíka.
Číslo Avogadro di Quaregna(NA). Počet častíc v 1 mol akejkoľvek látky je rovnaký a rovná sa 6,02 10 23. (Avogadrova konštanta má rozmer - mol -1).
Molová hmotnosť udáva hmotnosť 1 mólu látky (označuje sa M): M = m / n
Molárna hmotnosť látky sa rovná pomeru hmotnosti látky k zodpovedajúcemu množstvu látky.
Molárna hmotnosť látky sa číselne rovná jej relatívnej molekulovej hmotnosti, avšak prvá hodnota má rozmer g/mol a druhá je bezrozmerná: M = N A m(1 molekula) = N A Mr 1 a.m.u. = (N A 1 amu) Mr = Mr
Ekvivalent je skutočná alebo podmienená častica hmoty, ktorá je ekvivalentná:
a) jeden ión H + alebo OH - v tejto acidobázickej reakcii;
b) jeden elektrón v danom OVR (redoxná reakcia);
c) jedna jednotka náboja v danej výmennej reakcii,
d) počet monodentátnych ligandov zapojených do reakcie tvorby komplexu.
Základné zákony chémie
Časť chémie, ktorá zvažuje kvantitatívne zloženie látok a kvantitatívne pomery (hmotnosť, objem) medzi reagujúcimi látkami, sa nazýva stechiometria. V súlade s tým sa nazývajú výpočty kvantitatívnych pomerov medzi prvkami v zlúčeninách alebo medzi látkami v chemických reakciách stechiometrické výpočty. Vychádzajú zo zákonov zachovania hmoty, stálosti zloženia, viacnásobných pomerov, ako aj zo zákonov plynov – objemových pomerov a Avogadra. Tieto zákony sa považujú za základné zákony stechiometrie.
Zákon zachovania hmoty- fyzikálny zákon, podľa ktorého hmotnosť fyzikálneho systému sa zachováva vo všetkých prírodných a umelých procesoch. V historickej, metafyzickej podobe, podľa ktorej je hmota nestvorená a nezničiteľná, je zákon známy už od staroveku. Neskôr sa objavila kvantitatívna formulácia, podľa ktorej je mierou množstva látky hmotnosť (neskôr - hmotnosť). Zákon zachovania hmotnosti bol historicky chápaný ako jedna z formulácií zákon zachovania hmoty. Jedným z prvých, ktorí to sformulovali, bol staroveký grécky filozof Empedokles (V. storočie pred Kristom): nič nemôže vzniknúť z ničoho a to, čo je, nemôže byť nikdy zničené. Neskôr podobnú tézu vyslovili Demokritos, Aristoteles a Epikuros (v prerozprávaní Lucretia Cara). S príchodom konceptu hmotnosti ako miery množstvo hmotyúmerne hmotnosti bola formulácia zákona zachovania hmoty spresnená: hmotnosť je invariantná (zachovaná), to znamená, že vo všetkých procesoch celková hmotnosť neklesá a nezvyšuje sa(hmotnosť, ako už naznačil Newton, nie je invariantná, pretože tvar Zeme je ďaleko od ideálnej gule). Až do vytvorenia fyziky mikrokozmu bol zákon zachovania hmoty považovaný za pravdivý a zrejmý. I. Kant vyhlásil tento zákon za postulát prírodnej vedy (1786). Lavoisier vo svojej „Elementárnej učebnici chémie“ (1789) uvádza presnú kvantitatívnu formuláciu zákona zachovania hmoty hmoty, ale nevyhlasuje ho za nejaký nový a dôležitý zákon, len ho len okrajovo uvádza ako známy a dlhodobo overený fakt. Pre chemické reakcie Lavoisier formuloval zákon takto: nič nevzniká ani v umelých procesoch, ani v prirodzených procesoch a je možné nastaviť polohu, že v každej operácii [chemickej reakcii] je rovnaké množstvo hmoty pred a po, že kvalita a kvantita začiatkov zostala rovnaká. prebiehali len presuny, prestavby.
V 20. storočí boli objavené dve nové vlastnosti hmoty: 1. Hmotnosť fyzického objektu závisí od jeho vnútornej energie. Pri pohltení vonkajšej energie sa hmotnosť zväčšuje, pri jej strate klesá. Z toho vyplýva, že hmota sa zachováva iba v izolovanom systéme, teda pri absencii výmeny energie s vonkajším prostredím. Obzvlášť nápadná je zmena hmotnosti počas jadrových reakcií. Ale ani pri chemických reakciách, ktoré sú sprevádzané uvoľňovaním (alebo absorpciou) tepla, sa hmota nezachováva, hoci v tomto prípade je chyba hmoty zanedbateľná; 2. Hmotnosť nie je aditívna veličina: hmotnosť systému sa nerovná súčtu hmotností jeho komponentov. V modernej fyzike zákon zachovania hmoty úzko súvisí so zákonom zachovania energie a vykonáva sa s rovnakým obmedzením - je potrebné brať do úvahy výmenu energie medzi systémom a prostredím.
Zákon stálosti zloženia(J.L. Proust, 1801-1808) - každá určitá chemicky čistá zlúčenina, bez ohľadu na spôsob jej prípravy, pozostáva z rovnakých chemických prvkov a pomery ich hmotností sú konštantné a pomerné počty ich atómov sú vyjadrené v celých číslach. Toto je jeden zo základných zákonov chémie. Zákon stálosti zloženia platí pre daltonidy (zlúčeniny konštantného zloženia) a neplatí pre berthollidy (zlúčeniny s premenlivým zložením). Bežne sa však kvôli jednoduchosti zloženie mnohých berthollidov zaznamenáva ako konštantné.
Zákon viacerých pomerov objavil v roku 1803 J. Dalton a interpretoval ho z hľadiska atomizmu. Toto je jeden zo stechiometrických zákonov chémie: ak dva prvky tvoria navzájom viac ako jednu zlúčeninu, potom hmotnosti jedného z prvkov na rovnakú hmotnosť druhého prvku súvisia ako celé čísla, zvyčajne malé.
Motýľ. Molárna hmota
V medzinárodnom systéme jednotiek (SI) je jednotkou množstva látky mol.
Krtko- je to množstvo látky obsahujúcej toľko štruktúrnych jednotiek (molekúl, atómov, iónov, elektrónov atď.), koľko je atómov v 0,012 kg izotopu uhlíka 12C.
Keď poznáte hmotnosť jedného atómu uhlíka (1,933 × 10 -26 kg), môžete vypočítať počet atómov N A v 0,012 kg uhlíka
NA \u003d 0,012 / 1,933 × 10 -26 \u003d 6,02 × 10 23 mol -1
6,02 × 10 23 mol -1 sa nazýva konštantný Avogadro(označenie N A , rozmer 1/mol alebo mol -1). Ukazuje počet štruktúrnych jednotiek v móle akejkoľvek látky.
Molárna hmota- množstvo rovnajúce sa pomeru hmotnosti látky k množstvu látky. Má jednotku kg/mol alebo g/mol. Zvyčajne sa označuje ako M.
Vo všeobecnosti sa molárna hmotnosť látky, vyjadrená v g/mol, číselne rovná relatívnej atómovej (A) alebo relatívnej molekulovej hmotnosti (M) tejto látky. Napríklad relatívne atómové a molekulové hmotnosti C, Fe, O2, H20 sú 12, 56, 32, 18 a ich molárne hmotnosti sú 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/ mol, 18 g/mol.
Je potrebné poznamenať, že hmotnosť a množstvo látky sú rôzne pojmy. Hmotnosť je vyjadrená v kilogramoch (gramoch) a množstvo látky je vyjadrené v móloch. Existujú jednoduché vzťahy medzi hmotnosťou látky (m, g), množstvom látky (ν, mol) a molárnou hmotnosťou (M, g / mol)
m = vM; v = m/M; M = m/v.
Pomocou týchto vzorcov je ľahké vypočítať hmotnosť určitého množstva látky alebo určiť počet mólov látky v jej známej hmotnosti alebo nájsť molárnu hmotnosť látky.
Relatívne atómové a molekulové hmotnosti
V chémii sa tradične nepoužívajú absolútne hodnoty hmotností, ale relatívne. Od roku 1961 je jednotkou relatívnych atómových hmotností jednotka atómovej hmotnosti (skrátene a.m.u.), čo je 1/12 hmotnosti atómu uhlíka-12, teda izotop uhlíka 12C.
Relatívna molekulová hmotnosť(M r) látky sa nazýva hodnota rovnajúca sa pomeru priemernej hmotnosti molekuly prirodzeného izotopového zloženia látky k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka 12 C.
Relatívna molekulová hmotnosť sa číselne rovná súčtu relatívnych atómových hmotností všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu, a dá sa ľahko vypočítať podľa vzorca látky, napríklad vzorec látky je B x D y C z, teda
M r \u003d xA B + yA D + zA C.
Molekulová hmotnosť má rozmer a.m.u. a číselne sa rovná molárnej hmotnosti (g/mol).
Zákony o plyne
Stav plynu je úplne charakterizovaný jeho teplotou, tlakom, objemom, hmotnosťou a molárnou hmotnosťou. Zákony, ktoré súvisia s týmito parametrami, sú veľmi blízke pre všetky plyny a absolútne presné ideálny plyn , ktorý nemá interakciu medzi časticami a ktorého častice sú hmotné body.
Prvé kvantitatívne štúdie reakcií medzi plynmi patria francúzskemu vedcovi Gay-Lussacovi. Je autorom zákonov o tepelnej rozťažnosti plynov a zákona o objemových pomeroch. Tieto zákony vysvetlil v roku 1811 taliansky fyzik A. Avogadro. Avogadrov zákon - jedno z dôležitých základných ustanovení chémie, v ktorom sa uvádza, že " rovnaké objemy rôznych plynov odoberané pri rovnakej teplote a tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl».
Dôsledky z Avogadrovho zákona:
1) molekuly väčšiny jednoduchých atómov sú dvojatómové (H 2, O 2 atď.);
2) rovnaký počet molekúl rôznych plynov za rovnakých podmienok zaberá rovnaký objem.
3) za normálnych podmienok jeden mól akéhokoľvek plynu zaberá objem rovnajúci sa 22,4 dm 3 (l). Tento zväzok sa nazýva molárny objem plynu(V o) (normálne podmienky - t o \u003d 0 ° C alebo
T o \u003d 273 K, R o \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 760 mm. rt. čl. = 1 atm).
4) jeden mol akejkoľvek látky a atóm akéhokoľvek prvku, bez ohľadu na podmienky a stav agregácie, obsahuje rovnaký počet molekúl. Toto je Avogadrove číslo (Avogadrova konštanta) - Empiricky stanovené, že toto číslo sa rovná
N A \u003d 6,02213 10 23 (molekuly).
takto: pre plyny 1 mol - 22,4 dm 3 (l) - 6,023 ∙ 10 23 molekúl - M, g / mol;
pre podstatu 1 mol - 6,023 10 23 molekúl - M, g / mol.
Podľa Avogadrovho zákona: pri rovnakom tlaku a rovnakých teplotách sú hmotnosti (m) rovnakých objemov plynov spojené ako ich molárne hmotnosti (M)
m 1 / m 2 \u003d M 1 / M 2 \u003d D,
kde D je relatívna hustota prvého plynu nad druhým.
Podľa R. Boyleov zákon - E. Mariotte , pri konštantnej teplote je tlak vytvorený daným množstvom plynu nepriamo úmerný objemu plynu
P o / P 1 \u003d V 1 / V o alebo PV \u003d konšt.
To znamená, že so zvyšujúcim sa tlakom sa objem plynu zmenšuje. Tento zákon prvýkrát sformuloval v roku 1662 R. Boyle. Keďže pri jeho vzniku stál aj francúzsky vedec E. Mariotte, v iných krajinách ako Anglicko sa tento zákon nazýva dvojitým názvom. Ide o špeciálny prípad zákon ideálneho plynu(opisuje hypotetický plyn, v ideálnom prípade dodržiavajúci všetky zákony správania sa plynov).
Autor: Zákon J. Gay-Lussaca : pri konštantnom tlaku sa objem plynu mení priamo úmerne k absolútnej teplote (T)
V 1 /T 1 \u003d V o /T o alebo V / T \u003d konšt.
Vzťah medzi objemom plynu, tlakom a teplotou môže byť vyjadrený všeobecnou rovnicou kombinujúcou Boyleov-Mariottov zákon a Gay-Lussacov zákon ( kombinovaný zákon o plyne)
PV / T \u003d P asi V asi / T asi,
kde P a V sú tlak a objem plynu pri danej teplote T; P o a V o - tlak a objem plynu za normálnych podmienok (n.o.).
Mendelejevova-Clapeyronova rovnica(stavová rovnica ideálneho plynu) určuje pomer hmotnosti (m, kg), teploty (T, K), tlaku (P, Pa) a objemu (V, m 3) plynu k jeho molárnej hmotnosti (M, kg / mol)
kde R je univerzálna plynová konštanta rovná 8,314 J/ (mol K). Okrem toho má plynová konštanta ďalšie dve hodnoty: P - mm Hg, V - cm3 (ml), R \u003d 62400 ;
P - atm, V - dm3 (1), R = 0,082.
Čiastočný tlak(lat. čiastočný- čiastočný, z lat. pars- časť) - tlak jednej zložky zmesi plynov. Celkový tlak plynnej zmesi je súčtom parciálnych tlakov jej zložiek.
Parciálny tlak plynu rozpusteného v kvapaline je parciálny tlak tohto plynu, ktorý by sa vytvoril v plynovej fáze v rovnováhe s kvapalinou pri rovnakej teplote. Parciálny tlak plynu sa meria ako termodynamická aktivita molekúl plynu. Plyny budú vždy prúdiť z oblasti s vysokým parciálnym tlakom do oblasti s nižším tlakom; a čím väčší rozdiel, tým rýchlejší bude stream. Plyny sa rozpúšťajú, difundujú a reagujú podľa svojho parciálneho tlaku a nie sú nevyhnutne závislé od koncentrácie v zmesi plynov. Zákon o sčítaní parciálnych tlakov sformuloval v roku 1801 J. Dalton. Správne teoretické zdôvodnenie, založené na molekulárno-kinetickej teórii, bolo zároveň urobené oveľa neskôr. Daltonove zákony - dva fyzikálne zákony, ktoré určujú celkový tlak a rozpustnosť zmesi plynov a ktoré sformuloval na začiatku 19. storočia:
Zákon o rozpustnosti zložiek plynnej zmesi: pri konštantnej teplote je rozpustnosť každej zo zložiek plynnej zmesi nad kvapalinou v danej kvapaline úmerná ich parciálnemu tlaku.
Oba Daltonove zákony sú pre ideálne plyny prísne splnené. Pre skutočné plyny platia tieto zákony za predpokladu, že ich rozpustnosť je nízka a ich správanie sa blíži chovaniu ideálneho plynu.
Zákon ekvivalentov
Množstvo prvku alebo látky, ktoré interaguje s 1 mólom atómov vodíka (1 g) alebo nahrádza toto množstvo vodíka pri chemických reakciách, sa nazýva ekvivalent daného prvku alebo látky(E).
Ekvivalentná hmotnosť(M e, g / mol) je hmotnosť jedného ekvivalentu látky.
Ekvivalentnú hmotnosť možno vypočítať zo zloženia zlúčeniny, ak sú známe molárne hmotnosti (M):
1) M e (prvok): M e \u003d A / B,
kde A je atómová hmotnosť prvku, B je valencia prvku;
2) Me (oxid) \u003d M / 2n (02) \u003d Me (element) + Me (02) \u003d Me (el.) + 8,
kde n(02) je počet atómov kyslíka; Me (02) \u003d 8 g / mol - ekvivalentná hmotnosť kyslíka;
3) Me (hydroxid) \u003d M / n (he-) \u003d Me (prvok) + Me (OH -) \u003d Me (prvok) + 17,
kde n (he-) je počet OH skupín -; Me(OH-) = 17 g/mol;
4) Me (kyseliny) \u003d M / n (n+) \u003d Me (H+) + Me (kys. zvyšok) \u003d 1 + M e (kys. zvyšok),
kde n (n+) je počet H+ iónov; Me (H+) \u003d 1 g/mol; M e (kys. zvyšok) - ekvivalentná hmotnosť zvyšku kyseliny;
5) M e (soli) \u003d M / n me V me \u003d M e (elem.) + M e (kyslý zvyšok.),
kde nme je počet atómov kovu; Vo mne - valencia kovu.
Pri riešení niektorých úloh obsahujúcich informácie o objemoch plynných látok je vhodné použiť hodnotu ekvivalentného objemu (Ve).
ekvivalentný objem nazývaný objem obsadený za daných podmienok
1 ekvivalent plynnej látky. Takže pre vodík na n.o. ekvivalentný objem je 22,4 1/2 \u003d 11,2 dm 3, pre kyslík - 5,6 dm 3.
Podľa zákona ekvivalentov: hmotnosti (objemy) látok m 1 a m 2, ktoré spolu reagujú, sú úmerné ich ekvivalentným hmotnostiam (objemom)
m 1 / M e1 \u003d m 2 / M e2.
Ak je jedna z látok v plynnom stave, potom
m / M e \u003d V o / V e.
Ak sú obe látky v plynnom stave
V o1 / V e 1 \u003d V o2 / V e2.
Periodický zákon a
Štruktúra atómu
Periodický zákon a periodický systém prvkov slúžili ako silný impulz pre výskum štruktúry atómu, ktorý zmenil chápanie zákonitostí vesmíru a viedol k praktickej realizácii myšlienky využitia jadrovej energie.
V čase, keď bol objavený periodický zákon, myšlienky o molekulách a atómoch sa len začali potvrdzovať. Atóm bol navyše považovaný nielen za najmenšiu, ale aj za elementárnu (tj nedeliteľnú) časticu. Priamym dôkazom zložitosti štruktúry atómu bol objav samovoľného rozpadu atómov určitých prvkov, tzv. rádioaktivita. V roku 1896 francúzsky fyzik A. Becquerel zistil, že materiály obsahujúce urán osvetľujú fotografickú platňu v tme, ionizujú plyn a spôsobujú žiaru fluorescenčných látok. Neskôr sa ukázalo, že túto schopnosť nemá len urán. P. Curie a Maria Sklodowska-Curie objavili dva nové rádioaktívne prvky: polónium a rádium.
Katódové lúče, objavené W. Crookesom a J. Stoneym v roku 1891, navrhli tzv. elektróny- ako elementárne častice elektriny. J. Thomson v roku 1897, keď študoval tok elektrónov, prechádzajúci cez elektrické a magnetické polia, stanovil hodnotu e/m - pomer náboja elektrónu k jeho hmotnosti, čo viedlo vedca R. Millikena v roku 1909 k stanoveniu tzv. hodnota elektrónového náboja q = 4,8∙10 -10 elektrostatických jednotiek alebo 1,602∙10 -19 C (Coulomb), a podľa toho k hmotnosti elektrónu -
9,11∙10 -31 kg. Obvykle považujte náboj elektrónu za jednotku záporného elektrického náboja a priraďte mu hodnotu (-1). A.G. Stoletov dokázal, že elektróny sú súčasťou všetkých atómov nachádzajúcich sa v prírode. Atómy sú elektricky neutrálne, čo znamená, že vo všeobecnosti nemajú žiadny elektrický náboj. A to znamená, že zloženie atómov okrem elektrónov musí zahŕňať aj pozitívne častice.
Modely Thomson a Rutherford
Jednu z hypotéz o štruktúre atómu predložil v roku 1903 J. J. Thomson. Veril, že atóm pozostáva z kladného náboja, rovnomerne rozloženého v celom objeme atómu, a elektrónov oscilujúcich vo vnútri tohto náboja, ako semienka vo „vodnom melóne“ alebo „hrozienkovom pudingu“. Testovať Thomsonovu hypotézu a presnejšie určiť vnútornú štruktúru atómu v rokoch 1909-1911. E. Rutherford spolu s G. Geigerom (neskôr vynálezcom slávneho Geigerovho počítača) a študentmi zakladali originálne pokusy.
|
Planetárny model štruktúry atómu
Podstatu planetárneho modelu štruktúry atómu možno vidieť v nasledujúcich tvrdeniach:
1. V strede atómu je kladne nabité jadro, ktoré zaberá nepodstatnú časť priestoru vo vnútri atómu;
2. Celý kladný náboj a takmer celá hmotnosť atómu sú sústredené v jeho jadre (hmotnosť elektrónu je 1/1823 a.m.u.);
3. Elektróny obiehajú okolo jadra. Ich počet sa rovná kladnému náboju jadra.
Tento model sa ukázal ako veľmi názorný a užitočný na vysvetlenie mnohých experimentálnych údajov, no hneď odhalil svoje nedostatky. Najmä elektrón, pohybujúci sa okolo jadra so zrýchlením (pôsobí naň dostredivá sila), by mal podľa elektromagnetickej teórie nepretržite vyžarovať energiu. To by viedlo k tomu, že elektrón by sa musel špirálovito pohybovať okolo jadra a nakoniec by do neho spadol. Neexistoval žiadny dôkaz, že atómy neustále miznú, z toho vyplýva, že model E. Rutherforda je trochu chybný.
Moseleyho zákon
Röntgenové lúče boli objavené v roku 1895 a v nasledujúcich rokoch sa intenzívne študovalo, začalo sa ich používanie na experimentálne účely: sú nevyhnutné na určenie vnútornej štruktúry kryštálov, poradových čísel chemických prvkov. G. Moseleymu sa podarilo zmerať náboj atómového jadra pomocou röntgenových lúčov. Hlavný rozdiel medzi atómovými jadrami rôznych prvkov spočíva v náboji jadra. G. Moseley nazval jadrovú nálož číslo prvku. Jednotka kladné poplatky boli neskôr volané protóny(1 1 p).
Röntgenové žiarenie závisí od štruktúry atómu a je vyjadrené Moseleyho zákon: druhé odmocniny prevrátených hodnôt vlnových dĺžok sú lineárne závislé od poradových čísel prvkov. Matematické vyjadrenie Moseleyho zákona:
,
kde l je vlnová dĺžka maximálneho vrcholu v röntgenovom spektre; a a b sú konštanty, ktoré sú rovnaké pre podobné čiary daného röntgenového radu. Sériové číslo(Z) je počet protónov v jadre. Ale až v roku 1920 názov " protón a študoval jeho vlastnosti. Náboj protónu má rovnakú veľkosť a opačné znamienko ako náboj elektrónu, to znamená 1,602 × 10 -19 C, a podmienečne (+1) je hmotnosť protónu 1,67 × 10 -27 kg, čo je približne 1836-krát väčšie ako hmotnosť elektrónu. Hmotnosť atómu vodíka, pozostávajúceho z jedného elektrónu a jedného protónu, sa teda prakticky zhoduje s hmotnosťou protónu, označovaného 1 1 p.
Pre všetky prvky je hmotnosť atómu väčšia ako súčet hmotností elektrónov a protónov, ktoré tvoria ich zloženie. Rozdiel medzi týmito hodnotami vzniká v dôsledku prítomnosti iného typu častíc v atómoch, tzv neutróny(1 o n), ktoré objavil až v roku 1932 anglický vedec D. Chadwick. Neutróny majú takmer rovnakú hmotnosť ako protóny, ale nemajú elektrický náboj. Súčet počtu protónov a neutrónov obsiahnutých v jadre atómu sa nazýva hmotnostné číslo atómu. Počet protónov sa rovná atómovému číslu prvku, počet neutrónov sa rovná rozdielu medzi hmotnostným číslom (atómovou hmotnosťou) a atómovým číslom prvku. Jadrá všetkých atómov daného prvku majú rovnaký náboj, to znamená, že obsahujú rovnaký počet protónov a počet neutrónov môže byť rôzny. Atómy, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, a teda rovnaké vlastnosti, ale rôzny počet neutrónov a v dôsledku toho aj rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy ("isos" - rovný, "topos" - miesto ). Každý izotop je charakterizovaný dvoma hodnotami: hmotnostným číslom (uvedeným v ľavej hornej časti chemického znaku prvku) a poradovým číslom (uvedeným nižšie naľavo od chemického znaku prvku). Napríklad izotop uhlíka s hmotnostným číslom 12 sa zapíše ako: 12 6 C alebo 12 C, alebo slová: "uhlík-12". Izotopy sú známe pre všetky chemické prvky. Kyslík má teda izotopy s hmotnostnými číslami 16, 17, 18: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O. Izotopy draslíka: 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K. Prítomnosť izotopov vysvetľuje tieto permutácií, ktoré v D.I. urobili svoj čas Mendelejev. Všimnite si, že to urobil len na základe vlastností látok, keďže štruktúra atómov ešte nebola známa. Moderná veda potvrdila správnosť veľkého ruského vedca. Prírodný draslík je teda tvorený hlavne atómami jeho ľahkých izotopov a argónom ťažkými. Preto je relatívna atómová hmotnosť draslíka menšia ako atómová hmotnosť argónu, hoci poradové číslo (nabitie jadra) draslíka je väčšie.
Atómová hmotnosť prvku sa rovná priemernej hodnote všetkých jeho prirodzených izotopov, berúc do úvahy ich množstvo. Takže napríklad prírodný chlór pozostáva zo 75,4 % z izotopu s hmotnostným číslom 35 a z 24,6 % z izotopu s hmotnostným číslom 37; priemerná atómová hmotnosť chlóru je 35,453. Atómové hmotnosti prvkov dané v periodickom systéme
DI. Mendelejev, existujú priemerné hmotnostné počty prírodných zmesí izotopov. To je jeden z dôvodov, prečo sa líšia od celočíselných hodnôt.
Stabilné a nestabilné izotopy. Všetky izotopy sú rozdelené na: stabilné a rádioaktívne. Stabilné izotopy nepodliehajú rádioaktívnemu rozpadu, preto sú zachované v prírodných podmienkach. Príklady stabilných izotopov sú 16 O, 12 C, 19 F. Väčšina prírodných prvkov je zložená zo zmesi dvoch alebo viacerých stabilných izotopov. Cín má spomedzi všetkých prvkov najväčší počet stabilných izotopov (10 izotopov). V zriedkavých prípadoch, ako je hliník alebo fluór, sa v prírode vyskytuje iba jeden stabilný izotop a zvyšné izotopy sú nestabilné.
Rádioaktívne izotopy sa ďalej delia na prirodzené a umelé, pričom oba sa spontánne rozpadajú, pričom emitujú α- alebo β-častice, kým sa nevytvorí stabilný izotop. Chemické vlastnosti všetkých izotopov sú v podstate rovnaké.
Izotopy sú široko používané v medicíne a vedeckom výskume. Ionizujúce žiarenie môže zničiť živé tkanivo. Tkanivá zhubných nádorov sú citlivejšie na žiarenie ako zdravé tkanivá. To umožňuje liečiť rakovinu pomocou γ-žiarenie (liečba ožarovaním), ktorý sa zvyčajne získava pomocou rádioaktívneho izotopu kobaltu-60. Žiarenie smeruje na oblasť tela pacienta postihnutú nádorom, liečebné sedenie zvyčajne trvá niekoľko minút a opakuje sa niekoľko týždňov. Počas sedenia musia byť všetky ostatné časti tela pacienta starostlivo pokryté materiálom nepriepustným pre žiarenie, aby sa zabránilo zničeniu zdravých tkanív.
V metóde označené atómy rádioaktívne izotopy sa používajú na sledovanie „trasy“ nejakého prvku v tele. Takže pacientovi s chorou štítnou žľazou sa injekčne podá prípravok s rádioaktívnym jódom-131, ktorý lekárovi umožňuje sledovať prechod jódu cez telo pacienta. Pretože polčas rozpadu
jód-131 je len 8 dní, potom jeho rádioaktivita rýchlo klesá.
Mimoriadne zaujímavé je použitie rádioaktívneho uhlíka-14 na určenie veku predmetov organického pôvodu na základe rádiokarbónovej metódy (geochronológie), ktorú vyvinul americký fyzikálny chemik W. Libby. Táto metóda bola ocenená Nobelovou cenou v roku 1960. W. Libby pri vývoji svojej metódy využil známy fakt o vzniku rádioaktívneho izotopu uhlík-14 (vo forme oxidu uhoľnatého (IV)) v horných vrstvách zemskej atmosféry pri bombardovaní atómov dusíka neutrónmi, ktoré sú súčasťou kozmického žiarenia
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 p
Rádioaktívny uhlík-14 sa zase rozpadá, uvoľňuje β-častice a mení sa späť na dusík
146C → 147N + 0-1 p
Nazývajú sa atómy rôznych prvkov, ktoré majú rovnaké hmotnostné čísla (atómové hmotnosti). izobary. V periodickom systéme s Existuje 59 párov a 6 trojíc izobár. Napríklad 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Nazývajú sa atómy rôznych prvkov, ktoré majú rovnaký počet neutrónov izotóny. Napríklad 136 Ba a 138 Xe - majú 82 neutrónov v jadre atómu.
Periodický zákon a
kovalentná väzba
V roku 1907 N.A. Morozova a neskôr v rokoch 1916-1918. Američania J. Lewis a I. Langmuir zaviedli pojem vzdelanie chemická väzba spoločným elektrónovým párom a navrhol, aby sa valenčné elektróny označovali bodkami
Väzba tvorená elektrónmi patriacimi dvom interagujúcim atómom sa nazýva kovalentný. Podľa Morozova-Lewisa-Langmuira:
1) keď medzi nimi atómy interagujú, vytvoria sa zdieľané - spoločné - elektrónové páry, ktoré patria obom atómom;
2) vďaka spoločným elektrónovým párom získava každý atóm v molekule osem elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni, s 2 p 6;
3) konfigurácia s 2 p 6 je stabilná konfigurácia inertného plynu a v procese chemickej interakcie má každý atóm tendenciu ju dosiahnuť;
4) počet spoločných elektrónových párov určuje kovalenciu prvku v molekule a rovná sa počtu elektrónov v atóme, chýba až osem;
5) valencia voľného atómu je určená počtom nespárovaných elektrónov.
Zobrazovanie chemických väzieb je obvyklé rôznymi spôsobmi:
1) pomocou elektrónov vo forme bodiek umiestnených pri chemickej značke prvku. Potom je možné pomocou schémy znázorniť tvorbu molekuly vodíka
Hx + Hx® H: H;
2) použitie kvantových buniek (orbitálov) ako umiestnenie dvoch elektrónov s opačnými rotáciami v jednej molekulovej kvantovej bunke
Schéma usporiadania ukazuje, že úroveň molekulárnej energie je nižšia ako počiatočné atómové úrovne, čo znamená, že molekulárny stav látky je stabilnejší ako atómový stav;
3) často, najmä v organickej chémii, je kovalentná väzba reprezentovaná pomlčkou (napríklad H-H), ktorá symbolizuje pár elektrónov.
Kovalentná väzba v molekule chlóru sa tiež uskutočňuje pomocou dvoch spoločných elektrónov alebo elektrónového páru.
Ako vidíte, každý atóm chlóru má tri osamelé páry a jeden nepárový elektrón. K tvorbe chemickej väzby dochádza v dôsledku nespárovaných elektrónov každého atómu. Nespárované elektróny sa viažu do spoločného páru elektrónov, tzv zdieľaný pár.
Metóda valenčnej väzby
Predstavy o mechanizme tvorby chemickej väzby na príklade molekuly vodíka platia aj pre iné molekuly. Teória chemickej väzby, vytvorená na tomto základe, bola tzv metóda valenčnej väzby (MVS). Základné ustanovenia:
1) kovalentná väzba sa vytvorí v dôsledku prekrytia dvoch elektrónových oblakov s opačne orientovanými spinmi a vytvorený spoločný elektrónový oblak patrí dvom atómom;
2) kovalentná väzba je tým silnejšia, čím viac sa interagujúce oblaky elektrónov prekrývajú. Stupeň prekrytia elektrónových oblakov závisí od ich veľkosti a hustoty;
3) tvorba molekuly je sprevádzaná kompresiou elektrónových oblakov a zmenšením veľkosti molekuly v porovnaní s veľkosťou atómov;
4) na tvorbe väzby sa zúčastňujú s- a p-elektróny vonkajšej energetickej hladiny a d-elektróny predvonkajšej energetickej hladiny.
Sigma (s) a pi (p) väzby
V molekule chlóru má každý jej atóm dokončenú vonkajšiu úroveň ôsmich elektrónov s 2 p 6 a dva z nich (elektrónový pár) rovnako patria obom atómom. Prekrytie elektrónových oblakov pri tvorbe molekuly je znázornené na obrázku.
Schéma vzniku chemickej väzby v molekulách chlóru Cl 2 (a) a chlorovodíka HCl (b)
Chemická väzba, pre ktorú je čiara spájajúca atómové jadrá osou symetrie väzbového elektrónového oblaku, sa nazýva sigma (σ)-väzba. Vzniká pri „čelnom“ prekrývaní atómových orbitálov. Väzby s prekrývajúcimi sa s-s-orbitálmi v molekule H 2; Orbitály p-p v molekule Cl 2 a orbitály s-p v molekule HCl sú sigma väzby. Možné "laterálne" prekrytie atómových orbitálov. Pri prekrývaní p-elektrónových oblakov orientovaných kolmo na os väzby, t.j. pozdĺž osi y a z sú vytvorené dve oblasti prekrytia, ktoré sa nachádzajú na oboch stranách tejto osi. Táto kovalentná väzba sa nazýva pi(p)-väzba. Prekrytie elektrónových oblakov pri tvorbe π väzby je menšie. Okrem toho oblasti prekrytia ležia ďalej od jadier ako pri vytváraní σ-väzby. Z týchto dôvodov je π-väzba menej pevná ako σ-väzba. Preto je energia dvojitej väzby menšia ako dvojnásobok energie jednoduchej väzby, ktorá je vždy väzbou σ. Okrem toho má σ-väzba axiálnu, valcovú symetriu a je rotačným telesom okolo čiary spájajúcej atómové jadrá. Naopak, π-väzba nemá valcovú symetriu.
Jednoduchá väzba je vždy čistá alebo hybridná σ väzba. Dvojitá väzba pozostáva z jednej σ- a jednej π-väzby umiestnených navzájom kolmo. σ-väzba je silnejšia ako π-väzba. V zlúčeninách s viacnásobnými väzbami je vždy jedna σ-väzba a jedna alebo dve π-väzby.
Väzba donor-akceptor
Možný je aj iný mechanizmus tvorby kovalentnej väzby - donor-akceptor. V tomto prípade chemická väzba vzniká v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu a voľného orbitálu druhého atómu. Uvažujme ako príklad mechanizmus tvorby amónneho iónu (NH4+). V molekule amoniaku má atóm dusíka osamelý elektrónový pár (dvojelektrónový oblak)
Vodíkový ión má voľný (nevyplnený) 1s-orbitál, ktorý možno označiť ako Н + (tu štvorec znamená bunku). Keď sa vytvorí amónny ión, dvojelektrónový oblak dusíka sa stane bežným pre atómy dusíka a vodíka, to znamená, že sa zmení na molekulárny elektrónový oblak. Existuje teda štvrtá kovalentná väzba. Proces tvorby amónneho iónu môže byť znázornený schémou
Náboj vodíkového iónu sa stáva bežným (je delokalizovaný, t. j. rozptýlený medzi všetky atómy) a dvojelektrónový oblak (osamelý elektrónový pár) patriaci dusíku sa stáva spoločným s H +. V diagramoch sa často vynecháva obrázok bunky .
Atóm, ktorý poskytuje osamelý elektrónový pár, sa nazýva darcu , a atóm, ktorý ho akceptuje (teda poskytuje voľný orbitál), sa nazýva akceptor .
Mechanizmus vzniku kovalentnej väzby v dôsledku dvojelektrónového oblaku jedného atómu (donora) a voľného orbitálu druhého atómu (akceptora) sa nazýva donor-akceptor. Kovalentná väzba vytvorená týmto spôsobom sa nazýva donor-akceptor alebo koordinačná väzba.
Nejde však o špeciálny typ väzby, ale len o iný mechanizmus (metódu) vzniku kovalentnej väzby. Vlastnosti NH-štvrtinovej väzby v amónnom ióne sa nelíšia od ostatných troch.
Donormi sú väčšinou molekuly obsahujúce atómy N, O, F, Cl viazané v nej s atómami iných prvkov. Akceptorom môže byť častica s prázdnymi elektronickými hladinami, napríklad atómy d-prvkov s nevyplnenými d-podúrovňami.
Vlastnosti kovalentnej väzby
Dĺžka odkazu je medzijadrová vzdialenosť. Chemická väzba je tým silnejšia, čím je jej dĺžka kratšia. Dĺžka väzby v molekulách je: HC 3 -CH 3 1,54 ; H2C \u003d CH2
1,33 ; HC≡SN 1,20 .Z hľadiska jednoduchých väzieb sa tieto hodnoty zvyšujú, zvyšuje sa reaktivita zlúčenín s viacnásobnými väzbami. Meradlom pevnosti väzby je energia väzby.
Energia väzby určuje množstvo energie potrebnej na prerušenie väzby. Zvyčajne sa meria v kilojouloch na mól látky. Keď sa multiplicita väzby zvyšuje, energia väzby sa zvyšuje a jej dĺžka sa zmenšuje. Energie väzieb v zlúčeninách (alkány, alkény, alkíny): С-С 344 kJ/mol; C=C 615 kJ/mol; С≡С 812 kJ/mol. To znamená, že energia dvojitej väzby je menšia ako dvojnásobok energie jednoduchej väzby a energia trojitej väzby je menšia ako trojnásobok energie jednoduchej väzby, takže alkíny sú z tejto skupiny uhľovodíkov reaktívnejšie.
Pod sýtosti pochopiť schopnosť atómov tvoriť obmedzený počet kovalentných väzieb. Napríklad atóm vodíka (jeden nespárovaný elektrón) tvorí jednu väzbu, atóm uhlíka (štyri nespárované elektróny v excitovanom stave) - nie viac ako štyri väzby. V dôsledku nasýtenia väzieb majú molekuly určité zloženie: H 2, CH 4, HCl atď. Avšak aj pri nasýtených kovalentných väzbách sa môžu vytvárať zložitejšie molekuly podľa mechanizmu donor-akceptor.
Orientácia kovalentná väzba určuje priestorovú štruktúru molekúl, teda ich tvar. Uvažujme o tom na príklade tvorby molekúl HCl, H 2 O, NH 3 .
Podľa MVS sa kovalentná väzba vyskytuje v smere maximálneho prekrytia elektrónových orbitálov interagujúcich atómov. Keď sa vytvorí molekula HCl, s-orbital atómu vodíka sa prekrýva s p-orbitalom atómu chlóru. Molekuly tohto typu majú lineárny tvar.
Vonkajšia úroveň atómu kyslíka má dva nepárové elektróny. Ich orbitály sú navzájom kolmé, t.j. umiestnené voči sebe pod uhlom 90 o. Keď sa vytvorí molekula vody
Atómy sú veľmi malé a majú veľmi malú hmotnosť. Ak vyjadríme hmotnosť atómu akéhokoľvek chemického prvku v gramoch, bude to číslo, pred ktorým bude za desatinnou čiarkou viac ako dvadsať núl. Preto je nepohodlné merať hmotnosť atómov v gramoch.
Ak však vezmeme akúkoľvek veľmi malú hmotnosť ako jednotku, potom všetky ostatné malé hmotnosti možno vyjadriť ako pomer k tejto jednotke. Ako jednotka na meranie hmotnosti atómu bola zvolená 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.
1/12 hmotnosti atómu uhlíka sa nazýva atómová hmotnostná jednotka(a.e.m.).
Relatívna atómová hmotnosť je hodnota rovnajúca sa pomeru skutočnej hmotnosti atómu konkrétneho chemického prvku k 1/12 skutočnej hmotnosti atómu uhlíka. Ide o bezrozmernú veličinu, keďže dve hmoty sú rozdelené.
A r = m at. / (1/12)m oblúk.
Avšak absolútna atómová hmotnosť je relatívna hodnota a má jednotku a.u.m.
To znamená, že relatívna atómová hmotnosť ukazuje, koľkokrát je hmotnosť konkrétneho atómu väčšia ako 1/12 atómu uhlíka. Ak má atóm A r = 12, potom je jeho hmotnosť 12-krát väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka, alebo inými slovami, má 12 jednotiek atómovej hmotnosti. To sa môže stať len samotnému uhlíku (C). Atóm vodíka (H) má Ar = 1. To znamená, že jeho hmotnosť sa rovná hmotnosti 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Kyslík (O) má relatívnu atómovú hmotnosť 16 amu. To znamená, že atóm kyslíka je 16-krát hmotnejší ako 1/12 atómu uhlíka, má 16 atómových hmotnostných jednotiek.
Najľahším prvkom je vodík. Jeho hmotnosť je približne rovná 1 amu. Najťažšie atómy majú hmotnosť blížiacu sa 300 amu.
Zvyčajne pre každý chemický prvok je jeho hodnota absolútna hmotnosť atómov, vyjadrená ako a. e. m. sú zaokrúhlené nahor.
Hodnota jednotiek atómovej hmotnosti je zaznamenaná v periodickej tabuľke.
Pre molekuly sa používa pojem relatívna molekulová hmotnosť (Mr). Relatívna molekulová hmotnosť ukazuje, koľkokrát je hmotnosť molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Ale keďže hmotnosť molekuly sa rovná súčtu hmotností jej jednotlivých atómov, relatívnu molekulovú hmotnosť možno nájsť jednoduchým sčítaním relatívnych hmotností týchto atómov. Napríklad molekula vody (H 2 O) obsahuje dva atómy vodíka s Ar = 1 a jeden atóm kyslíka s Ar = 16. Preto Mr(H 2 O) = 18.
Množstvo látok má nemolekulárnu štruktúru, ako napríklad kovy. V takom prípade sa ich relatívna molekulová hmotnosť považuje za rovnajúcu sa ich relatívnej atómovej hmotnosti.
V chémii je dôležitá veličina tzv hmotnostný zlomok chemického prvku v molekule alebo látke. Ukazuje, akú časť relatívnej molekulovej hmotnosti tvorí daný prvok. Napríklad vo vode má vodík 2 podiely (keďže sú tam dva atómy) a kyslík 16. To znamená, že ak zmiešate vodík s hmotnosťou 1 kg a kyslík s hmotnosťou 8 kg, budú reagovať bez zvyšok. Hmotnostný podiel vodíka je 2/18 = 1/9 a hmotnostný podiel kyslíka je 16/18 = 8/9.
