Pojęcie masy molowej i molekularnej. Masa molowa azotu, wodoru i powietrza
Hipoteza zaproponowana przez starożytnego greckiego filozofa Demokryta o istnieniu niepodzielnych cząstek elementarnych, z których powstała cała materia, została uznana przez naukowców po tysiąc pięćset lat. Pojęcie masy molowej substancji chemicznej ostatecznie ukształtowało się dopiero na początku XX wieku. W tym artykule rozważamy tę koncepcję, koncentrując się na masie molowej azotu i wodoru.
Amedeo Avogadro i jego prawo
Na początku XIX wieku nauka już ustaliła, że wszystkie substancje składają się z drobnych cząstek. Cząstki te nazywane są atomami lub cząsteczkami. W tym przypadku oba terminy zostały użyte jako synonimy.
W tym czasie słynny włoski prawnik, fizyk i matematyk Amedeo Avogadro przeprowadził serię eksperymentów z różnymi gazami, w tym z powietrzem. Naukowiec doszedł do niesamowitego wniosku, który jest obecnie nazywany prawem Avogadro dla gazów. Można ją sformułować w następujący sposób: w tych samych warunkach jednakowe objętości gazów zawierają taką samą liczbę tworzących je cząstek. Równe warunki to temperatura i ciśnienie.
Zauważ, że sam Avogadro nie był w stanie oszacować liczby cząstek wskazanych przez niego w gazie dla rzeczywistych objętości. Jednak wartość tego prawa jest ogromna, ponieważ mówi, że niezależnie od chemicznej natury atomów lub cząsteczek, gazy zachowują się w ten sam sposób.
Prace Avogadro w tym czasie nie były traktowane poważnie przez europejskich naukowców. Ponowne zapamiętanie zajęło kilka dziesięcioleci.
Doświadczenia Johanna Loshmidta i Jean Perrina
W 1865 roku austriacki Johann Loshmidt przeprowadził serię eksperymentów, w wyniku których otrzymano średnią średnicę cząsteczek powietrza. Znając tę wartość, był w stanie określić liczbę cząsteczek na jednostkę objętości. Eksperymenty Loshmidta są uważane za pierwsze w historii pomiaru liczby cząsteczek w mieszankach gazowych.
W 1909 r. Francuz Jean Perrin przeprowadził eksperymenty, w wyniku których określono liczbę cząsteczek w różnych gazach dla różnych objętości. W 1926 r. Za te eksperymenty otrzymał Nagrodę Nobla w dziedzinie fizyki.
Perrin zaproponował dla jednostki bazowej jakiekolwiek obliczenia chemiczne, aby wziąć liczbę atomów, która jest zawarta w 1 gramie atomowego wodoru. Następnie ta ilość została przez niego na nowo zdefiniowana na 1/12 gram węgla-12. To Perrin zasugerował, by nazwać tę wartość liczbą Avogadro.
Stała i jednostka substancji Avogadro
Liczba Avogadro zmierzona przez Perrin okazała się N = 6,022 * 10 23 . Oznacza to, że tylko 1 gr atomowego wodoru (H) lub 2 gramy cząsteczkowego wodoru (H2) zawierają cząsteczki N A. Oczywistym jest, że niewygodne jest, aby pracować z takimi liczbami w praktyce. Dlatego w drugiej połowie XX wieku na jednym z posiedzeń Międzynarodowej Izby Miar podjęto decyzję o włączeniu liczby Avogadro jako jednej z 7 podstawowych jednostek miary w SI. Ta jednostka nazywa się kretem.
Tak więc 1 mol oznacza liczbę składowych cząstek substancji (cząsteczek, atomów itp.), Która jest równa liczbie N A.
Pojęcie masy molowej
Masa molowa azotu lub jakiejkolwiek innej substancji chemicznej jest fizyczną wielkością równą masie jednego mola cząsteczek. Wartość ta jest zwykle oznaczana symbolem Ms, gdzie indeks wskazuje, która substancja odpowiada wartości. Masę molową wyraża się w układzie SI w kilogramach na mol. Jednak w praktyce jednostki te są rzadko używane. Najczęściej stosuje się gram na mol (g / mol).
Podajmy przykład. Powyżej podano, że 2 gramy gazu H2 zawierają cząsteczki N A. Następnie otrzymujemy:
M H2 = m (H2) / N A.
Ponieważ N A z definicji wynosi 1 mol, wówczas masa cząsteczkowa wodoru cząsteczkowego wynosi 2 gramy.
Pojęcie masy cząsteczkowej
Na podstawie tej nazwy jasne jest, że masa cząsteczkowa jest masą jednej cząsteczki pewnej substancji chemicznej. W przeciwieństwie do masy molowej wartość ta wyrażona jest w SI w kilogramach (w praktyce amu).
Korzystając z powyższego przykładu z molekularnym wodorem, można łatwo obliczyć masę cząsteczki H 2 . Ponieważ masa cząsteczek N A wynosi 2 gramy, wówczas dla jednej cząsteczki otrzymujemy:
M H2 = m (H 2 ) / N A = 2 * 10 -3 [kg] / 6 022 * 10 23 = 3,321 * 10 -27 kg.
Dla atomowego wodoru, który ma dwa razy mniejszą masę, znaleziona wartość będzie również dwa razy mniejsza, to jest:
M H = M H2 / 2 = 1,66 * 10 -27 kg.
Jak można zauważyć, typowe masy atomów i cząsteczek są bardzo małe. U nich tak samo niewygodne jest wykonywanie obliczeń, jak w przypadku dużych liczb. Dlatego wprowadzono nową jednostkę miary, nazywaną jednostką masy atomowej lub skróconą a. e. m. Jeden a. e. m. odpowiada masie protonu, czyli M. H.
Dzięki tej definicji masy molowe i molekularne pokrywają się ze sobą numerycznie, chociaż ich jednostki miary są różne. Na przykład dla tego samego wodoru stwierdziliśmy, że masa molowa wynosi 2 g / mol, a masa cząsteczkowa 2 amu.
Należy zauważyć, że te wartości dla każdego pierwiastka chemicznego są mierzone i są pokazane w tabeli okresowej.
Izotopy i ich wpływ na masy molowe i masy cząsteczkowe
Teoretyczne informacje i obliczenia podane w poprzednich akapitach artykułu mówią, że masa molowa atomu wodoru wynosi 1 g / mol (atomowa to 1 amu). Jeśli przejdziemy do układu okresowego, zamiast liczby 1 dla H jest wartość 1.00794. Dlaczego istnieje rozbieżność z liczbą, którą otrzymaliśmy?
Odpowiedź na to pytanie wiąże się z istnieniem w przyrodzie izotopów - atomów, które zawierają tę samą liczbę protonów (elektronów), ale różną liczbę neutronów. Ponieważ masy protonu i neutronu są w przybliżeniu równe, odkrywamy, że masy izotopów pierwiastka chemicznego będą się różnić od siebie. Na przykład, deuter - wodór, składający się z neutronu, protonu i elektronu, ma już masę atomową 2 amu.
Masa atomowa pokazana w układzie okresowym pod każdym elementem jest pewną średnią M¯ nad wszystkimi izotopami występującymi w przyrodzie. Można go obliczyć według wzoru:
M¯ = Σ i (x i * M i ).
Tutaj x i jest względną ilością izotopu w mieszaninie, M i jest jego masą atomową. Należy zauważyć, że wzór ten można wykorzystać do określenia średniej masy molowej mieszaniny gazów.
Molowa i masa cząsteczkowa azotu
Aby określić masę azotu, należy najpierw przywołać jego wzór chemiczny. Symbol azotu w układzie okresowym odpowiada łacińskiej literie N (numer 7). Poniżej widać, że masa atomowa azotu wynosi 14.0067 amu.
Cząsteczka azotu składa się z dwóch atomów i jest dość stabilna (wchodzi w reakcję chemiczną w ekstremalnych warunkach, na przykład, gdy piorun wyładowuje się w atmosferze). Następnie stwierdzamy, że masa molowa azotu wynosi:
MN2 = 2 * MN = 14,0067 * 2 = 28,0134 g / mol.
Do obliczeń chemicznych często stosuje się wartość 28 g / mol.
Jeśli chodzi o masę cząsteczkową azotu, można określić, czy pamiętamy, że 1 mol dowolnej substancji zawiera cząstki N A. Ponieważ 1 mol N2 ma masę 28 014 gramów, masa jednej z jej cząsteczek jest równa:
MN2 = 28 0134 * 10 -3 [kg] / 6,022 * 10 23 = 4,652 * 10 -26 kg.
Masa molowa mieszaniny powietrza
Pokazujemy, jak można określić masy molowe absolutnie dowolnych mieszanek gazowych. W tym celu musisz znać następujące dane:
- Skład chemiczny mieszaniny.
- Masa molowa każdego składnika w nim zawartego.
- Udział każdego składnika w mieszaninie.
Średnia skład powietrza na naszej planecie jest następujący (w procentach atomowych):
- N 2 78,09.
- O 2 20,95.
- Ar 0,93.
- CO 2 0,04.
Najpierw obliczamy masę molową każdego związku za pomocą układu okresowego. Masa molowa azotu, którą już znamy, jest równa 28.0134 g / mol. Dla pozostałych komponentów mamy:
M O2 = 31,9988 g / mol.
M Ar = 39 948 g / mol.
M CO2 = 44,0095 g / mol.
Stosując wzór na średnią masę dla wszystkich izotopów, który ma również zastosowanie w tym przypadku, uzyskujemy:
M¯ = Σ i (x i * M i ) = 0,7809 * 28,0134 + 0,2095 * 31,9988 + 0,0093 * 39,948 + 0,0004 * 44,0095 = 28,9685 g / mol.
Często uzyskaną wartość zaokrągla się do 29 g / mol.
W związku z tym powietrze jest średnio lżejsze niż wszystkie jego składniki, z wyjątkiem azotu. Bliskość otrzymanej masy cząsteczkowej do tej dla N2 wynika z faktu, że prawie 80% powietrza składa się z tego gazu.