Kuidas füüsikas määrata aine molaarmassi. Molekulmass: määramise põhiprintsiibid

Töö tekst postitatakse ilma piltide ja valemiteta.
Töö täisversioon on PDF-vormingus saadaval vahekaardil "Tööfailid".

Sissejuhatus

Keemia ja füüsika õppimisel mängivad olulist rolli sellised mõisted nagu "aatom", "keemilise elemendi suhteline aatom- ja molaarmass". Näib, et selles vallas pole ammu midagi uut avastatud. Rahvusvaheline Puhta ja Rakenduskeemia Liit (IUPAC) ajakohastab aga igal aastal keemiliste elementide aatommasside väärtusi. Viimase 20 aasta jooksul on kohandatud 36 elemendi aatommassi, millest 18-l pole isotoope.

Osaledes loodusteaduste olümpiaadi ülevenemaalises täiskohaga voorus, pakuti meile järgmist ülesannet: "Paku välja viis aine molaarmassi määramiseks koolilaboris."

See ülesanne oli puhtalt teoreetiline ja ma täitsin selle edukalt. Seetõttu otsustasin koolilaboris katseliselt välja arvutada aine molaarmassi.

Sihtmärk:

Määrake katseliselt koolilaboris aine molaarmass.

Ülesanded:

Uurige teaduskirjandust, mis kirjeldab suhtelise aatom- ja molaarmassi arvutamise meetodeid.

Määrake füüsikaliste meetodite abil katseliselt aine molaarmass gaasilises ja tahkes olekus.

Järeldusi tegema.

II. Põhiosa

Põhimõisted:

Suhteline aatommass on keemilise elemendi mass, mida väljendatakse aatommassiühikutes (amu). 1 amu eest Aktsepteeritakse 1/12 süsiniku isotoobi massist, mille aatommass on 12. 1 amu = 1,6605655·10 -27 kg.

Suhteline aatommass – näitab, mitu korda on keemilise elemendi antud aatomi mass suurem kui 1/12 12 C isotoobi massist.

Isotoobid- sama keemilise elemendi aatomid, mille tuumas on erinev arv neutroneid ja sama arv prootoneid, seega on neil erinev suhteline aatommass.

Aine molaarmass - see aine mass, mis on võetud koguses 1 mol.

1 mutt - See on aine kogus, mis sisaldab sama arvu aatomeid (molekule), kui on 12 g süsinikus.

Aine erisoojusmahtuvus on füüsikaline suurus, mis näitab, kui palju soojust tuleb anda 1 kg kaaluvale objektile, et selle temperatuur muutuks 1 0 C võrra.

Soojusmahtuvus- See on aine erisoojusmahu ja selle massi korrutis.

Keemiliste elementide aatommasside määramise ajalugu:

Olles analüüsinud erinevaid kirjandusallikaid erinevate keemiliste elementide suhtelise aatommassi määramise ajaloo kohta, otsustasin koondada andmed tabelisse, mis on üsna mugav, sest Erinevates kirjandusallikates on teave esitatud ebamääraselt:

Teadlase täisnimi, aasta	Kaastööd suhteliste aatommasside uurimisel ja määramisel	Märge
John Dalton	On selge, et aatomeid pole võimalik otse kaaluda. Dalton rääkis ainult "gaasiliste ja muude kehade väikseimate osakeste masside suhtest", see tähendab nende suhtelisest massist. Dalton võttis massiühikuks vesinikuaatomi massi ning teiste aatomite masside leidmiseks kasutas ta erinevate teadlaste leitud erinevate vesinikuühendite protsentuaalseid koostisi teiste elementidega. Dalton koostas maailmas esimese tabeli teatud elementide suhteliste aatommasside kohta.
William Prout (inglise)	Ta arvas, et kõige kergemast elemendist, vesinikust, võivad kõik muud elemendid tekkida kondensatsiooni teel. Sel juhul peavad kõigi elementide aatommassid olema vesinikuaatomi massi kordsed. Aatommassi ühiku jaoks soovitas ta valida vesiniku.	Alles edaspidi Viimastel aastatel selgus, et Prouti hüpotees leidis ka kinnitust Öeldi: kõik elemendid tekkisid tegelikult supernoovade plahvatuse käigus vesinikuaatomite tuumadest – prootonitest, aga ka neutronitest.
1819 Dulong P.I., A.T.Pti:	Pöidlareegel: aatommassi ja soojusmahtuvuse korrutis- väärtus on konstantne. Seda reeglit kasutatakse endiselt mõne aine suhtelise aatommassi määramiseks	Berzelius korrigeeris reeglile tuginedes mõningaid metallide aatommasse
Stas, Richards	Mõne elemendi suhtelise aatommassi selgitamine.
S. Ca-nizzaro	Teatud elementide suhtelise aatommassi määramine elementide lenduvate ühendite teadaolevate suhteliste molekulmasside määramise teel
Stas, Belgia	Ta tegi ettepaneku muuta aatommassi ühikut ja valida uueks standardiks hapnikuaatom. Hapnikuaatomi massiks võeti 16 000 mõõtühikut, mis sai 1/16 sellest hapniku massist.
	Prouti hüpoteesi täielik ümberlükkamine, mis põhineb keemiliste elementide massisuhte määramisel mõnedes ühendites
D.I.Mendelejev	Ta määras ja korrigeeris perioodilisustabeli põhjal mõnede teadaolevate ja veel avastamata keemiliste elementide suhtelised aatommassid.
	Kinnitati nn hapnikuskaala, kus standardiks võeti hapnikuaatomi mass
Theodore William Richards	20. sajandi alguses. määras väga täpselt 25 keemilise elemendi aatommassid ja parandas teiste keemikute poolt varem tehtud vead.
	Suhteliste aatommasside määramiseks loodi massispektrograaf
	Aatommassi ühikuks (amu) võeti 1/12 süsiniku isotoobi 12C (süsiniku ühik) massist. (1 amu ehk 1D (dalton) SI massiühikutes on 1,6605710–27 kg.)

Teades aatomi suhtelist aatommassi, saame määrata aine molaarmassi: M = Ar·10̄³ kg/mol

Elementide molekulmasside määramise meetodid:

Aatom- ja molekulmassi saab määrata kas füüsikaliste või keemiliste meetoditega. Keemilised meetodid erinevad selle poolest, et ühes etapis ei kasutata aatomeid endid, vaid nende kombinatsioone.

Füüsilised meetodid:

1 viis. Dulogi ja Petiti seadus

1819. aastal tegi Dulong koos A.T. Petit, kehtestas tahkete ainete soojusmahtuvuse seaduse, mille kohaselt lihtsate tahkete ainete erisoojusmahtude ja koostisosade suhtelise aatommassi korrutis on ligikaudu konstantne väärtus (kaasaegsetes mõõtühikutes võrdub ligikaudu Сv·Аr = 25,12 J/(g.K)); Tänapäeval nimetatakse seda suhet "Dulong-Petiti seaduseks". Erisoojusmahtuvuse seadus, mis jäi kaasaegsetele üsna pikka aega märkamatuks, oli hiljem aluseks raskete elementide aatommasside ligikaudseks hindamiseks. Dulongi ja Petiti seadusest järeldub, et jagades 25,12 lihtsa aine erisoojusmahuga, mida on lihtne katseliselt määrata, saab leida antud elemendi suhtelise aatommassi ligikaudse väärtuse. Ja teades elemendi suhtelist aatommassi, saate määrata aine molaarmassi.

М=Мr·10̵ ³ kg/mol

Füüsika ja keemia arendamise algstaadiumis oli elemendi erisoojusmahtuvust lihtsam määrata kui paljusid teisi parameetreid, seetõttu määrati selle seaduse abil SUHTESE AATOMMASSI ligikaudsed väärtused.

Tähendab, Ar = 25,12/s

c on aine erisoojusmahtuvus

Tahke aine erisoojusmahu määramiseks teeme järgmise katse:

Q1=c1m1(t-t1), kus Q1 on vee soojusvahetuse tulemusena eraldatud soojushulk, c1 vee erisoojusmaht (tabeliväärtus), m1 vee mass, t lõpptemperatuur, t 1 vee algtemperatuur, Q2=c2m2(t-t2), kus Q2 on soojuse hulk, mida tahke keha saab soojusvahetuse tulemusena, c2 on aine erisoojusmaht (määratakse), m2 on aine mass, t 2 on algtemperatuur uuritavast kehast, sest Soojusbilansi võrrandil on järgmine kuju: Q1 + Q2 = 0 ,

Siis c2 = c1m1(t-t1) /(- m2(t-t2))

						s, J/ (kg 0 K)

Keskmine väärtus suhteline aatommass ained selgusid

Ar = 26,5 amu

Seega molaarmass a on võrdne M = 0,0265 kg/mol.

Tugev korpus - alumiiniumlatt

2. meetod. Arvutame õhu molaarmassi.

Süsteemi tasakaalutingimust kasutades saab arvutada ka aine, näiteks gaasi, näiteks õhu molaarmassi.

Fa = Fstrand(õhupallile mõjuv Archimedese jõud on tasakaalustatud õhupalli kestale mõjuva koguraskusjõu, õhupallis oleva gaasi ja õhupallil rippuva koormaga.). Muidugi, kui arvestada, et pall on õhus riputatud (ei tõuse ega lange).

Fa- Õhus olevale pallile mõjuv Archimedese jõud

Fa =ρвg Vш

ρв -õhu tihedus

F1- kuuli kestale ja palli sees paiknevale gaasile (heelium) mõjuv raskusjõud

F1 = mob g + mgel g

F2- koormale mõjuv raskusjõud

F2 = mg g

Saame valemi: ρвg Vш= mob g + mgel g + mg g (1)

Kasutame õhu molaarmassi arvutamiseks Mendelejevi-Clapeyroni valemit:

Avaldame õhu molaarmassi:

Võrrandis (3) asendame õhutiheduse asemel võrrandi (2). Niisiis, meil on õhu molaarmassi arvutamiseks valem:

Seetõttu peate õhu molaarmassi leidmiseks mõõtma:

1) koorma kaal

2) heeliumi mass

3) kesta mass

4) õhutemperatuur

5) õhurõhk (atmosfäärirõhk)

6) palli maht

R- universaalne gaasikonstant, R = 8,31 J/(mol K)

Baromeeter näitas õhurõhku

võrdne ra = 96000Pa

Toatemperatuuril:

T=23 +273=297K

Koorma massi ja kuuli kesta massi määrasime elektrooniliste kaalude abil:

mgr = 8,02 g

kuuli kesta mass:

mob = 3,15 g

Palli mahu määrasime kahel viisil:

a) meie pall osutus ümmarguseks. Mõõtes palli ümbermõõtu mitmest kohast, määrasime palli raadiuse. Ja siis selle maht: V=4/3·πR³

L = 2πR, Lav = 85,8 cm = 0,858 m, seega R = 0,137 m

Vsh = 0,0107 m³

b) valas ämbrisse vett kuni servani, pärast selle asetamist kandikuga, et vesi välja voolata. Langetasime õhupalli täielikult vette, osa veest valati ämbri all vanni, mõõtes ämbrist väljavalatud vee mahtu, määrasime õhupalli mahu: Vvesi = Vsh = 0,011 m³

(Pildil olev pall oli kaamerale lähemal, seega tundub suurem)

Seega võtsime arvutamiseks palli ruumala keskmise väärtuse:

Vsh = 0,0109 m³

Heeliumi massi määrame Mendelejevi-Clapeyroni võrrandi abil, võttes arvesse, et heeliumi temperatuur on võrdne õhutemperatuuriga ja heeliumi rõhk palli sees on võrdne atmosfäärirõhuga.

Heeliumi molaarmass 0,004 kg/mol:

mgel = 0,00169 kg

Asendades kõik mõõtmistulemused valemiga (4), saame õhu molaarmassi väärtuse:

M = 0,030 kg/mol

(tabeli molaarmassi väärtus

õhk 0,029 kg/mol)

Järeldus: Koolilaboris saab füüsikaliste meetoditega määrata keemilise elemendi suhtelist aatommassi ja aine molaarmassi. Pärast selle töö tegemist õppisin palju suhtelise aatommassi määramise kohta. Muidugi on paljud meetodid koolilaborile kättesaamatud, kuid sellegipoolest suutsin isegi elementaarseid seadmeid kasutades füüsikaliste meetoditega eksperimentaalselt määrata keemilise elemendi suhtelise aatommassi ja aine molaarmassi. Sellest tulenevalt täitsin selles töös seatud eesmärgi ja eesmärgid.

Kasutatud kirjanduse loetelu

alhimik.ru

alhimikov.net

https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass

G. I. Deryabina, G. V. Kantaria. 2.2.Mool, molaarmass. Orgaaniline keemia: veebiõpik.

http://kf.info.urfu.ru/glavnaja/

https://ru.wikipedia.org/wiki/Molar_mass h

Praktilises ja teoreetilises keemias eksisteerib kaks mõistet, millel on praktiline tähtsus: molekulaarne (seda asendatakse sageli molekulmassi mõistega, mis pole õige) ja molaarmass. Mõlemad kogused sõltuvad lihtsa või keerulise aine koostisest.

Kuidas määrata või molekulaarne? Neid mõlemaid füüsikalisi suurusi ei ole võimalik (või peaaegu ei saagi) leida otsemõõtmise teel, näiteks ainet kaalul kaaludes. Need arvutatakse ühendi keemilise valemi ja kõigi elementide aatommasside põhjal. Need kogused on arvuliselt võrdsed, kuid erinevad mõõtmetelt. väljendatakse aatommassi ühikutes, mis on kokkuleppelised suurused ja mida tähistatakse a. e.m., samuti teine nimi - "dalton". Molaarmassi ühikuid väljendatakse g/mol.

Lihtainete molekulmassid, mille molekulid koosnevad ühest aatomist, on võrdsed nende aatommassidega, mis on näidatud Mendelejevi perioodilisuse tabelis. Näiteks:

naatrium (Na) - 22,99 a. sööma.;
raud (Fe) - 55,85 a. sööma.;
väävel (S) - 32,064 a. sööma.;
argoon (Ar) - 39,948 a. sööma.;
kaalium (K) - 39,102 a. sööma.

Samuti arvutatakse lihtainete molekulmassid, mille molekulid koosnevad mitmest keemilise elemendi aatomist, elemendi aatommassi korrutisena molekulis olevate aatomite arvuga. Näiteks:

hapnik (O2) - 16. 2 = 32 a. sööma.;
lämmastik (N2) - 14,2 = 28 a. sööma.;
kloor (Cl2) - 35. 2 = 70 a. sööma.;
osoon (O3) - 16. 3 = 48 a. sööma.

Molekulmassid arvutatakse iga molekulis sisalduva elemendi aatommassi ja aatomite arvu korrutise liitmisel. Näiteks:

(HCl) - 2 + 35 = 37 a. sööma.;
(CO) - 12 + 16 = 28 a. sööma.;
süsinikdioksiid (CO2) - 12 + 16. 2 = 44 a. sööma.

Kuidas aga leida ainete molaarmassi?

Seda pole keeruline teha, kuna see on konkreetse aine koguse ühiku mass, väljendatuna moolides. See tähendab, et kui iga aine arvutatud molekulmass korrutatakse konstantse väärtusega, mis on võrdne 1 g / mol, saadakse selle molaarmass. Kuidas leida näiteks molaarmassi (CO2)? Sellest järeldub (12 + 16,2).1 g/mol = 44 g/mol, see tähendab, MCO2 = 44 g/mol. Lihtainete, molekulide puhul, mis sisaldavad ainult ühte elemendi aatomit, langeb see näitaja, väljendatuna g/mol, arvuliselt kokku elemendi aatommassiga. Näiteks väävli puhul MS = 32,064 g/mol. Kuidas leida molaarmassi lihtsale ainele, mille molekul koosneb mitmest aatomist, võib vaadelda hapniku näitel: MO2 = 16. 2 = 32 g/mol.

Siin on toodud näited konkreetsete lihtsate või keerukate ainete kohta. Kuid kas ja kuidas on võimalik leida mitmest komponendist koosneva toote molaarmassi? Nagu molekulmass, on ka mitmekomponendilise segu molaarmass aditiivne suurus. See on komponendi molaarmassi ja selle osakaalu korrutiste summa segus: M = ∑Mi. Xi, see tähendab, et saab arvutada nii keskmise molekulmassi kui ka keskmise molaarmassi.

Õhu näitel, mis sisaldab ligikaudu 75,5% lämmastikku, 23,15% hapnikku, 1,29% argooni ja 0,046% süsinikdioksiidi (ülejäänud lisandid, mis sisalduvad väiksemates kogustes, võib tähelepanuta jätta): Mair = 28. 0,755 + 32. 0,2315 + 40 . 0,129 + 44 . 0,00046 = 29,08424 g/mol ≈ 29 g/mol.

Kuidas leida aine molaarmassi, kui perioodilisuse tabelis näidatud aatommasside määramise täpsus on erinev? Mõne elemendi puhul näidatakse see kümnendiku täpsusega, teiste jaoks sajandiku täpsusega, teiste jaoks tuhandikute täpsusega ja selliste elementide jaoks nagu radoon - tervete, mangaani puhul kümnetuhandikega.

Molaarmassi arvutamisel ei ole mõtet teha arvutusi suurema täpsusega kui kuni kümnendikku, kuna neil on praktilisi rakendusi, kui keemiliste ainete või reaktiivide puhtus põhjustab suure vea. Kõik need arvutused on ligikaudsed. Kuid seal, kus keemikud nõuavad suuremat täpsust, tehakse teatud protseduuride abil asjakohased parandused: määratakse lahuse tiiter, kalibreeritakse standardproovide abil jne.

Ja loomulikult arvutuste tegemise oskus. Näiteks tuntud aine on väävel. Seda leidub paljudes tööstusharudes nii laialdaselt, et see kannab õigusega nimetust "keemia". Milline see on?

Kirjutage väävelhappe täpne valem: H2SO4. Nüüd võtke perioodilisustabel ja vaadake, millised on kõigi selle moodustavate elementide aatommassid. Neid elemente on kolm – vesinik, väävel ja hapnik. Vesiniku aatommass on 1, väävlil – 32, hapnikul – 16. Seetõttu on väävelhappe kogumolekulmass indekseid arvesse võttes võrdne: 1*2 + 32 + 16*4 = 98 amu (aatom) massiühikud).

Nüüd meenutagem veel üht mooli: seda kogust ained, mille mass on arvuliselt võrdne selle massiga, väljendatuna aatomiühikutes. Seega selgub, et 1 mool väävelhapet kaalub 98 grammi. See on selle molaarmass. Probleem on lahendatud.

Oletame, et teile esitatakse järgmised tingimused: soola 0,2-molaarset (0,2 M) lahust on 800 milliliitrit ja on teada, et kuival kujul kaalub see sool 25 grammi. On vaja arvutada selle molaar mass.

Esiteks pidage meeles 1-molaarse (1M) lahuse määratlust. See on lahus, mis sisaldab 1 mooli mis tahes ained. Vastavalt sellele sisaldaks 1 liiter 0,2 M lahust 0,2 mol ained. Kuid teil pole mitte 1 liiter, vaid 0,8 liitrit. Seetõttu on teil tegelikult 0,8 * 0,2 = 0,16 mooli ained.

Ja siis muutub kõik lihtsamaks kui kunagi varem. Kui 25 grammi soola vastavalt probleemi tingimustele on 0,16 mooli, siis milline kogus võrdub ühe mooliga? Pärast arvutuse sooritamist ühes etapis leiate: 25/0,16 = 156,25 grammi. Soola molaarmass on 156,25 grammi/mol. Probleem on lahendatud.

Arvutustes kasutasite vesiniku, väävli ja hapniku aatommasside ümardatud väärtusi. Kui teil on vaja arvutusi teha suure täpsusega, ei ole ümardamine lubatud.

Allikad:

soola molaarmass
Molaarmassi ekvivalendi arvutamine

Aatomite või molekulide massid on äärmiselt väikesed, seetõttu on molekulaarfüüsikas kombeks kasutada molekulide ja aatomite endi masside asemel, nagu soovitas Dalton, nende suhtelisi väärtusi. mass molekul või aatom, mis moodustab 1/12 süsinikuaatomi massist. Aine kogust, mis sisaldab sama arvu molekule või aatomeid kui 12 grammis süsinikus, nimetatakse mooliks. Aine molaarmass (M) on ühe mooli mass. Molaarmass on skalaarsuurus; seda mõõdetakse rahvusvahelises SI-süsteemis kilogrammides jagatud moolidega.

Juhised

Molaari arvutamiseks mass piisab kahe koguse teadmisest: mass(m), väljendatuna kilogrammides, ja aine kogust (v), mõõdetuna moolides, asendades need valemis: M = m/v.
Näide. Oletame, et peame määrama molaari mass 100 g vett 3 moolis. Selleks peate esmalt mass vesi grammides - 100g=0,01kg. Järgmisena asendage väärtused molaarse valemiga: M=m/v=0,01kg/3mol=0,003kg/mol.

Iga aine koosneb teatud struktuuriga osakestest (molekulid või aatomid). Lihtsa ühendi molaarmass arvutatakse elementide D.I perioodilise tabeli järgi. Mendelejev. Kui kompleksaine puhul on vaja see parameeter välja selgitada, siis osutub arvutus pikaks ja sel juhul otsitakse joonist teatmeteosest või keemiakataloogist, eelkõige Sigma-Aldrichist.

Molaarmassi mõiste

Molaarmass (M) on aine ühe mooli mass. Selle parameetri iga aatomi kohta leiate elementide perioodilisest tabelist, see asub otse nime all. Ühendite massi arvutamisel ümardatakse arv tavaliselt lähima täis- või kümnendikuni. Et mõista, kust see tähendus pärineb, on vaja mõista mõistet "mutt". See on aine kogus, mis sisaldab viimaste osakeste arvu, mis võrdub 12 g süsiniku stabiilse isotoobiga (12 C). Ainete aatomite ja molekulide suurus varieerub laias vahemikus, samas kui nende arv moolis on konstantne, kuid mass suureneb ja vastavalt ka maht.

Mõiste "moolmass" on tihedalt seotud Avogadro arvuga (6,02 x 10 23 mol -1). See arv tähistab aine ühikute (aatomite, molekulide) konstantset arvu 1 moolis.

Molaarmassi tähtsus keemia jaoks

Keemilised ained astuvad üksteisega mitmesugustesse reaktsioonidesse. Tavaliselt määrab mis tahes keemilise interaktsiooni võrrand, mitu molekuli või aatomit on kaasatud. Selliseid nimetusi nimetatakse stöhhiomeetrilisteks koefitsientideks. Tavaliselt on need märgitud valemi ees. Seetõttu põhinevad reaktsioonide kvantitatiivsed omadused aine kogusel ja molaarmassil. Need peegeldavad selgelt aatomite ja molekulide vastastikmõju.

Molaarmassi arvutamine

Mis tahes teadaoleva struktuuriga aine või komponentide segu aatomkoostist saab vaadata elementide perioodilise tabeli abil. Anorgaanilised ühendid kirjutatakse reeglina brutovalemiga, see tähendab struktuuri määramata, vaid ainult aatomite arvu molekulis. Orgaanilised ained määratakse molaarmassi arvutamiseks samal viisil. Näiteks benseen (C 6 H 6).

Kuidas arvutatakse molaarmass? Valem sisaldab molekulis olevate aatomite tüüpi ja arvu. Tabeli järgi D.I. Mendelejevi järgi kontrollitakse elementide molaarmassi ja iga arv korrutatakse valemis olevate aatomite arvuga.

Aatomite molekulmassi ja tüübi põhjal saate arvutada nende arvu molekulis ja luua ühendi valemi.

Elementide molaarmass

Sageli on reaktsioonide läbiviimiseks, analüütilise keemia arvutuste tegemiseks ja koefitsientide paigutamiseks võrranditesse vaja teadmisi elementide molekulmassi kohta. Kui molekul sisaldab ühte aatomit, on see väärtus võrdne aine omaga. Kui esineb kaks või enam elementi, korrutatakse molaarmass nende arvuga.

Molaarmassi väärtus kontsentratsioonide arvutamisel

Seda parameetrit kasutatakse peaaegu kõigi ainete kontsentratsioonide väljendamise meetodite ümberarvutamiseks. Näiteks tekivad sageli olukorrad massiosa määramisel aine koguse põhjal lahuses. Viimane parameeter on väljendatud mõõtühikutes mol/liiter. Nõutava massi määramiseks korrutatakse aine kogus molaarmassiga. Saadud väärtust vähendatakse 10 korda.

Aine normaalsuse arvutamiseks kasutatakse molaarmassi. Seda parameetrit kasutatakse analüütilises keemias tiitrimise ja gravimeetrilise analüüsi meetodite läbiviimiseks, kui on vaja reaktsiooni täpselt läbi viia.

Molaarmassi mõõtmine

Esimene ajalooline eksperiment oli gaaside tiheduse mõõtmine vesiniku suhtes. Viidi läbi täiendavaid kolligatiivsete omaduste uuringuid. Nende hulka kuuluvad näiteks osmootne rõhk, lahuse ja puhta lahusti keemise või külmumise erinevuse määramine. Need parameetrid on otseses korrelatsioonis aineosakeste arvuga süsteemis.

Mõnikord mõõdetakse molaarmassi tundmatu koostisega ainega. Varem kasutati sellist meetodit nagu isotermiline destilleerimine. Selle olemus on asetada aine lahus lahusti auruga küllastunud kambrisse. Nendes tingimustes toimub aurude kondenseerumine ja segu temperatuur tõuseb, saavutab tasakaalu ja hakkab langema. Vabanenud aurustumissoojus arvutatakse lahuse kuumenemis- ja jahutuskiiruse muutumise järgi.

Peamine kaasaegne molaarmassi mõõtmise meetod on massispektromeetria. See on peamine viis ainete segude tuvastamiseks. Kaasaegsete instrumentide abil toimub see protsess automaatselt, ainult peate esialgu valima proovis olevate ühendite eraldamise tingimused. Massispektromeetria meetod põhineb aine ioniseerimisel. Selle tulemusena moodustuvad ühendi erinevad laetud fragmendid. Massispekter näitab massi ja ioonide laengu suhet.

Gaaside molaarmassi määramine

Mõõdetakse lihtsalt iga gaasi või auru molaarmassi. Piisab kontrolli kasutamisest. Gaasilise aine sama ruumala on võrdne teise sama temperatuuriga ainega. Tuntud viis auru mahu mõõtmiseks on väljatõrjutud õhu hulga määramine. See protsess viiakse läbi külgharu abil, mis viib mõõteseadmeni.

Molaarmassi praktilised kasutusalad

Seega kasutatakse molaarmassi mõistet keemias kõikjal. Protsessi kirjeldamiseks, polümeerikomplekside ja muude reaktsioonide loomiseks on vaja see parameeter arvutada. Oluline punkt on toimeaine kontsentratsiooni määramine ravimaines. Näiteks uuritakse uue ühendi füsioloogilisi omadusi rakukultuuri abil. Lisaks on biokeemiliste uuringute läbiviimisel oluline molaarmass. Näiteks kui uuritakse elemendi osalemist ainevahetusprotsessides. Nüüd on paljude ensüümide struktuur teada, mistõttu on võimalik arvutada nende molekulmass, mida mõõdetakse peamiselt kilodaltonites (kDa). Tänapäeval on teada peaaegu kõigi inimvere komponentide, eriti hemoglobiini molekulmassid. Aine molekulaar- ja molaarmass on teatud juhtudel sünonüümid. Nende erinevused seisnevad selles, et viimane parameeter on aatomi kõigi isotoopide keskmine.

Kõik mikrobioloogilised katsed aine mõju täpseks määramiseks ensüümsüsteemile viiakse läbi molaarsete kontsentratsioonide abil. Näiteks biokatalüüsis ja muudes valdkondades, kus ensümaatilise aktiivsuse uurimine on vajalik, kasutatakse selliseid mõisteid nagu indutseerijad ja inhibiitorid. Ensüümide aktiivsuse reguleerimiseks biokeemilisel tasemel on vaja molaarmassi kasutavaid uuringuid. See parameeter on kindlalt kinnistunud loodus- ja tehnikateaduste valdkondades, nagu füüsika, keemia, biokeemia ja biotehnoloogia. Sel viisil iseloomustatud protsessid muutuvad mehhanismide ja nende parameetrite määramise seisukohalt arusaadavamaks. Üleminek fundamentaalteaduselt rakendusteadusele ei toimu ilma molaarmassi indikaatorita, alustades füsioloogilistest lahustest, puhversüsteemidest ja lõpetades ravimainete annuste määramisega organismile.

Keemias ei kasuta nad molekulide absoluutmassi, vaid kasutavad suhtelist molekulmassi. See näitab, mitu korda on molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist. Seda kogust tähistab hr.

Suhteline molekulmass on võrdne selle koostisosade aatomite suhteliste aatommasside summaga. Arvutame vee suhtelise molekulmassi.

Teate, et veemolekul sisaldab kahte vesinikuaatomit ja ühte hapnikuaatomit. Siis on selle suhteline molekulmass võrdne iga keemilise elemendi suhtelise aatommassi ja selle aatomite arvu korrutistega veemolekulis:

Teades gaasiliste ainete suhtelisi molekulmasse, saab võrrelda nende tihedusi, st arvutada ühe gaasi suhtelist tihedust teisest - D(A/B). Gaasi A ja gaasi B suhteline tihedus on võrdne nende suhteliste molekulmasside suhtega:

Arvutame süsinikdioksiidi suhtelise tiheduse vesiniku suhtes:

Nüüd arvutame süsinikdioksiidi suhtelise tiheduse vesiniku suhtes:

D(kaar/hüdro) = Mr(kaar) : Mr(hüdro) = 44:2 = 22.

Seega on süsinikdioksiid 22 korda raskem kui vesinik.

Nagu teate, kehtib Avogadro seadus ainult gaasiliste ainete kohta. Kuid keemikutel peab olema ettekujutus molekulide arvust ja vedelate või tahkete ainete portsjonites. Seetõttu võtsid keemikud ainete molekulide arvu võrdlemiseks kasutusele väärtuse - molaarmass .

Märgitakse molaarmassi M, on see arvuliselt võrdne suhtelise molekulmassiga.

Aine massi ja selle molaarmassi suhet nimetatakse aine kogus .

Aine kogus on näidatud n. See on aine osa kvantitatiivne omadus koos massi ja mahuga. Aine kogust mõõdetakse moolides.

Sõna "mool" pärineb sõnast "molekul". Molekulide arv aine võrdsetes kogustes on sama.

Eksperimentaalselt on kindlaks tehtud, et 1 mool ainet sisaldab osakesi (näiteks molekule). Seda numbrit nimetatakse Avogadro numbriks. Ja kui lisada sellele mõõtühik - 1/mol, siis on see füüsikaline suurus - Avogadro konstant, mida tähistatakse N A.

Molaarmassi mõõdetakse g/mol. Molaarmassi füüsikaline tähendus on see, et see mass on 1 mool ainet.

Avogadro seaduse kohaselt hõivab 1 mool mis tahes gaasi sama mahu. Ühe mooli gaasi ruumala nimetatakse molaarmahuks ja tähistatakse Vn.

Normaalsetes tingimustes (mis on 0 °C ja normaalrõhk - 1 atm ehk 760 mm Hg ehk 101,3 kPa) on molaarmaht 22,4 l/mol.

Siis on gaasilise aine kogus maapinna tasemel saab arvutada gaasimahu ja molaarmahu suhtena.

ÜLESANNE 1. Kui suur kogus ainet vastab 180 g veele?

ÜLESANNE 2. Arvutame nulltasemel mahu, mille hõivab süsinikdioksiid koguses 6 mol.

Bibliograafia

Ülesannete ja harjutuste kogumik keemias: 8. klass: õpiku juurde P.A. Oržekovski jt. “Keemia, 8. klass” / P.A. Oržekovski, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006. (lk 29-34)
Ushakova O.V. Keemia töövihik: 8. klass: õpiku juurde P.A. Oržekovski ja teised.“Keemia. 8. klass” / O.V. Ušakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovski; all. toim. prof. P.A. Oržekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (lk 27-32)
Keemia: 8. klass: õpik. üldhariduse jaoks institutsioonid / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
Keemia: inorg. keemia: õpik. 8. klassi jaoks. üldharidusasutus / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Haridus, OJSC “Moskva õpikud”, 2009. (§§ 10, 17)
Entsüklopeedia lastele. Köide 17. Keemia / Peatükk. toim.V.A. Volodin, Ved. teaduslik toim. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Digitaalsete õpperessursside ühtne kogu ().
Ajakirja "Keemia ja elu" elektrooniline versioon ().
Keemiatestid (veebis) ().

Kodutöö

1.lk.69 nr 3; lk.73 nr 1, 2, 4õpikust “Keemia: 8. klass” (P.A. Oržekovski, L.M. Meštšerjakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 keemia ülesannete ja harjutuste kogust: 8. klass: õpikule P.A. Oržekovski jt. “Keemia, 8. klass” / P.A. Oržekovski, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.