Hvordan bestemme molmassen til et stoff i fysikk. Molekylmasse: grunnleggende prinsipper for bestemmelse

Teksten til verket er lagt ut uten bilder og formler.
Den fullstendige versjonen av verket er tilgjengelig i fanen "Arbeidsfiler" i PDF-format

Introduksjon

Når du studerer kjemi og fysikk, spiller slike begreper som "atom", "relativ atom- og molarmasse av et kjemisk element" en viktig rolle. Det ser ut til at ingenting nytt har blitt oppdaget i dette området på lenge. Imidlertid oppdaterer International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) årlig verdiene til atommassene til kjemiske elementer. I løpet av de siste 20 årene har atommassene til 36 grunnstoffer blitt justert, hvorav 18 har ingen isotoper.

Da vi deltok i den all-russiske heltidsrunden av Olympiaden i naturvitenskap, ble vi tilbudt følgende oppgave: "Foreslå en måte å bestemme molarmassen til et stoff i et skolelaboratorium."

Denne oppgaven var rent teoretisk og jeg fullførte den. Så jeg bestemte meg for å eksperimentelt, i et skolelaboratorium, beregne molarmassen til et stoff.

Mål:

Bestem eksperimentelt molmassen til et stoff i et skolelaboratorium.

Oppgaver:

Studer vitenskapelig litteratur som beskriver metoder for å beregne relativ atom- og molarmasse.

Bestem den molare massen til et stoff i gassform og fast tilstand eksperimentelt ved hjelp av fysiske metoder.

Trekke konklusjoner.

II. Hoveddel

Enkle konsepter:

Relativ atommasse er massen til et kjemisk grunnstoff uttrykt i atommasseenheter (amu). For 1 amu 1/12 av massen til karbonisotopen med en atomvekt på 12. 1 amu = 1,6605655·10 -27 kg.

Relativ atommasse - viser hvor mange ganger massen til et gitt atom i et kjemisk grunnstoff er større enn 1/12 av massen til 12 C isotopen.

Isotoper- atomer av samme kjemiske element som har forskjellig antall nøytroner og samme antall protoner i kjernen, og derfor har forskjellige relative atommasser.

Molar masse av stoffet - denne massen av et stoff tatt i en mengde på 1 mol.

1 mol - Dette er mengden stoff som inneholder samme antall atomer (molekyler) som det er i 12g karbon.

Spesifikk varmekapasitet til et stoff er en fysisk størrelse som viser hvor mye varme som må tilføres en 1 kg gjenstand for å endre temperaturen med 1 0 C.

Varmekapasitet- Det er produktet av den spesifikke varmekapasiteten til et stoff og dets masse.

Historie om å bestemme atommassene til kjemiske elementer:

Etter å ha analysert forskjellige kilder til litteratur om historien til å bestemme de relative atommassene til forskjellige kjemiske elementer, bestemte jeg meg for å oppsummere dataene i en tabell, noe som er ganske praktisk, fordi I ulike litteraturkilder er informasjonen gitt vagt:

Fullt navn på forskeren, år	Bidrag til studiet og bestemmelsen av relative atommasser	Merk
John Dalton	Det er klart at det er umulig å veie atomer direkte. Dalton snakket bare om "forholdet mellom vektene til de minste partiklene av gassformige og andre legemer," det vil si om deres relative masse. Dalton tok massen til hydrogenatomet som masseenhet, og for å finne massene til andre atomer brukte han prosentsammensetningen av forskjellige hydrogenforbindelser med andre grunnstoffer funnet av forskjellige forskere. Dalton kompilerte verdens første tabell over de relative atommassene til visse grunnstoffer.
William Prout (engelsk)	Han foreslo at fra det letteste grunnstoffet, hydrogen, kunne alle andre grunnstoffer oppstå gjennom kondensering. I dette tilfellet må atommassene til alle grunnstoffene være multipler av massen til hydrogenatomet. For en enhet atommasse foreslo han å velge hydrogen.	Først senere De siste årene viste det seg at Prouts hypotese faktisk ble bekreftet Det ble sagt: alle elementene ble faktisk dannet under eksplosjonen av supernovaer fra kjernene til hydrogenatomer - protoner, så vel som nøytroner.
1819 Dulong P.I., A.T.Pti:	Tommelfingerregel: produkt av atommasse og varmekapasitet- Verdien er konstant. Regelen brukes fortsatt til å bestemme den relative atommassen til noen stoffer	Berzelius, basert på regelen, korrigerte noen atommasser av metaller
Stas, Richards	Avklaring av den relative atommassen til noen grunnstoffer.
S. Ca-nizzaro	Bestemmelse av den relative atommassen til visse grunnstoffer ved å bestemme de kjente relative molekylmassene til flyktige forbindelser av elementene
Stas, Belgia	Han foreslo å endre atommasseenheten og velge oksygenatomet som ny standard. Massen av oksygenatomet ble tatt til å være 16 000 måleenheter ble 1/16 av denne massen av oksygen.
	Fullstendig tilbakevisning av Prouts hypotese basert på bestemmelsen av masseforholdet mellom kjemiske elementer i noen forbindelser
D.I.Mendeleev	Basert på det periodiske systemet bestemte og korrigerte han de relative atommassene til noen kjente og ennå ikke oppdagede kjemiske grunnstoffer.
	Den såkalte oksygenskalaen ble godkjent, hvor massen til et oksygenatom ble tatt som standard
Theodore William Richards	På begynnelsen av 1900-tallet. svært nøyaktig bestemt atommassene til 25 kjemiske elementer og korrigert feil tidligere gjort av andre kjemikere.
	En massespektrograf ble laget for å bestemme relative atommasser
	Atommasseenheten (amu) ble tatt til å være 1/12 av massen til karbonisotopen 12C (karbonenhet). (1 amu eller 1D (dalton), i SI-masseenheter er 1,6605710-27 kg.)

Når vi kjenner den relative atommassen til et atom, kan vi bestemme molmassen til et stoff: M= Ar·10̄ 3 kg/mol

Metoder for å bestemme molekylmassene til elementer:

Atom- og molekylmasse kan bestemmes enten ved fysiske eller kjemiske metoder. Kjemiske metoder er forskjellige ved at de på et tidspunkt involverer ikke selve atomene, men deres kombinasjoner.

Fysiske metoder:

1 vei. Dulog og Petits lov

I 1819 ble Dulong sammen med A.T. Petit, etablerte loven om varmekapasitet til faste stoffer, ifølge hvilken produktet av de spesifikke varmekapasitetene til enkle faste stoffer og den relative atommassen til de inngående elementene er en tilnærmet konstant verdi (i moderne måleenheter lik ca. Сv·Аr = 25.12 J/(g.K)); I dag kalles dette forholdet "Dulong-Petit-loven". Loven om spesifikk varmekapasitet, som forble ubemerket av samtidige i ganske lang tid, fungerte senere som grunnlaget for en metode for omtrentlig estimering av atommassene til tunge elementer. Fra loven til Dulong og Petit følger det at ved å dele 25,12 med den spesifikke varmekapasiteten til et enkelt stoff, som lett kan bestemmes eksperimentelt, kan man finne den omtrentlige verdien av den relative atommassen til et gitt grunnstoff. Og når du kjenner den relative atommassen til et element, kan du bestemme molarmassen til stoffet.

М=Мr·10̵ ³ kg/mol

I det innledende stadiet av utviklingen av fysikk og kjemi var den spesifikke varmekapasiteten til et element lettere å bestemme enn mange andre parametere, derfor ble det ved bruk av denne loven etablert omtrentlige verdier for den RELATIVE ATOMMASSEN.

Midler, Ar=25,12/s

c er den spesifikke varmekapasiteten til stoffet

For å bestemme den spesifikke varmekapasiteten til et fast stoff, utfører vi følgende eksperiment:

Q1=c1m1(t-t1), der Q1 er mengden varme som avgis av vann som et resultat av varmeveksling, c1 er den spesifikke varmekapasiteten til vann (tabellverdi), m1 er massen av vann, t er slutttemperaturen, t 1 er innledende vanntemperatur, Q2=c2m2(t-t2), der Q2 er mengden varme som mottas av et fast legeme som et resultat av varmeveksling, c2 er den spesifikke varmekapasiteten til stoffet (skal bestemmes), m2 er massen til stoffet, t 2 er starttemperaturen av kroppen som studeres, fordi Varmebalanseligningen har formen: Q1 + Q2 = 0 ,

Deretter c2 = c1m1(t-tl) /(- m2(t-t2))

						s, J/ (kg 0 K)

Gjennomsnittlig verdi relativ atommasse stoffer viste seg

Ar = 26,5 amu

Derfor, molar masse a er lik M = 0,0265 kg/mol.

Solid kropp - aluminiumsstang

Metode 2. La oss beregne molarmassen til luft.

Ved å bruke systemets likevektstilstand kan du også beregne molmassen til et stoff, for eksempel en gass, for eksempel luft.

Fa = Fstrand(Arkimedes-kraften som virker på ballongen balanseres av den totale tyngdekraften som virker på ballongens skall, gassen i ballongen og lasten som er suspendert fra ballongen.). Selvfølgelig, med tanke på at ballen er suspendert i luften (den hverken stiger eller faller).

Fa- Archimedes kraft som virker på en ball i luften

Fa =ρвg Vш

ρв - lufttetthet

F1- tyngdekraften som virker på skallet til ballen og gassen (helium) som ligger inne i ballen

F1=mob g + mgel g

F2- tyngdekraften som virker på lasten

F2=mg g

Vi får formelen: ρвg Vш= mob g + mgel g + mg g (1)

La oss bruke Mendeleev-Clapeyron-formelen for å beregne molarmassen til luft:

La oss uttrykke den molare massen av luft:

I ligning (3) erstatter vi ligning (2) i stedet for lufttetthet. Så vi har en formel for å beregne den molare massen av luft:

Derfor, for å finne den molare massen av luft, må du måle:

1) vekten av lasten

2) heliummasse

3) skallmasse

4) lufttemperatur

5) lufttrykk (atmosfærisk trykk)

6) volum av ballen

R- universell gasskonstant, R=8,31 J/(mol K)

Barometeret viste atmosfærisk trykk

lik ra = 96000 Pa

Romtemperatur:

T=23 +273=297K

Vi bestemte massen til lasten og massen til kuleskallet ved hjelp av elektroniske vekter:

mgr = 8,02 g

masse av kuleskallet:

mob = 3,15g

Vi bestemte volumet av ballen på to måter:

a) ballen vår viste seg å være rund. Ved å måle ballens omkrets flere steder, bestemte vi ballens radius. Og så volumet: V=4/3·πR3

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

Vsh= 0,0107 m³

b) helte vann i bøtta helt til kanten, etter å ha plassert den med et brett for å drenere vannet. Vi senket ballongen helt ned i vannet, noe av vannet helles i badekaret under bøtta, målte volumet av vann som ble hellet ut av bøtta, vi bestemte volumet på ballongen: Vvann=Vsh= 0,011m³

(Kula på bildet var nærmere kameraet, så den virker større)

Så for beregningen tok vi gjennomsnittsverdien av volumet til ballen:

Vsh= 0,0109 m³

Vi bestemmer massen av helium ved å bruke Mendeleev-Clapeyron-ligningen, og tar i betraktning at temperaturen på helium er lik lufttemperaturen, og trykket av helium inne i ballen er lik atmosfærisk trykk.

Molar masse av helium 0,004 kg/mol:

mgel = 0,00169 kg

Ved å erstatte alle måleresultater med formel (4), får vi verdien av den molare luftmassen:

M = 0,030 kg/mol

(tabell molar masseverdi

luft 0,029 kg/mol)

Konklusjon: I et skolelaboratorium kan du bestemme den relative atommassen til et kjemisk grunnstoff og molmassen til et stoff ved hjelp av fysiske metoder. Etter å ha gjort dette arbeidet lærte jeg mye om hvordan man bestemmer relativ atommasse. Selvfølgelig er mange metoder utilgjengelige for et skolelaboratorium, men ikke desto mindre, selv ved bruk av elementært utstyr, var jeg i stand til eksperimentelt å bestemme den relative atommassen til et kjemisk element og molmassen til et stoff ved hjelp av fysiske metoder. Følgelig oppnådde jeg målet og målene som ble satt i dette arbeidet.

Liste over brukt litteratur

alhimik.ru

alhimikov.net

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

G.I. Deryabina, G.V. Kantaria. 2.2.Mol, molar masse. Organisk kjemi: nettlærebok.

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

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

I praktisk og teoretisk kjemi eksisterer to begreper og er av praktisk betydning: molekylær (det erstattes ofte med begrepet molekylvekt, som ikke er riktig) og molar masse. Begge disse mengdene avhenger av sammensetningen av et enkelt eller komplekst stoff.

Hvordan bestemme eller molekylær? Begge disse fysiske mengdene kan ikke (eller nesten ikke) finnes ved direkte måling, for eksempel ved å veie et stoff på en vekt. De beregnes basert på den kjemiske formelen til forbindelsen og atommassene til alle grunnstoffene. Disse mengdene er numerisk like, men varierer i dimensjon. uttrykt i atommasseenheter, som er en konvensjonell størrelse og er betegnet som a. e.m., samt et annet navn - "dalton". Enhetene for molar masse er uttrykt i g/mol.

Molekylmassene til enkle stoffer, hvis molekyler består av ett atom, er lik deres atommasser, som er indikert i det periodiske systemet til Mendeleev. For eksempel for:

natrium (Na) - 22,99 a. spise.;
jern (Fe) - 55,85 a. spise.;
svovel (S) - 32.064 a. spise.;
argon (Ar) - 39.948 a. spise.;
kalium (K) - 39.102 a. spise.

Også molekylvektene til enkle stoffer, hvis molekyler består av flere atomer av et kjemisk grunnstoff, beregnes som produktet av atommassen til elementet ved antall atomer i molekylet. For eksempel for:

oksygen (O2) - 16. 2 = 32 a. spise.;
nitrogen (N2) - 14,2 = 28 a. spise.;
klor (Cl2) - 35. 2 = 70 a. spise.;
ozon (O3) - 16. 3 = 48 a. spise.

Molekylmasser beregnes ved å summere produktet av atommassen og antall atomer for hvert grunnstoff som inngår i molekylet. For eksempel for:

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

Men hvordan finne molarmassen til stoffer?

Dette er ikke vanskelig å gjøre, siden det er massen til en enhetsmengde av et bestemt stoff, uttrykt i mol. Det vil si at hvis den beregnede molekylmassen til hvert stoff multipliseres med en konstant verdi lik 1 g/mol, vil dens molare masse bli oppnådd. Hvordan finner du for eksempel molmassen (CO2)? Det følger (12 + 16,2).1 g/mol = 44 g/mol, det vil si MCO2 = 44 g/mol. For enkle stoffer, molekyler som inneholder bare ett atom av elementet, faller denne indikatoren, uttrykt i g/mol, numerisk sammen med atommassen til elementet. For eksempel, for svovel MS = 32,064 g/mol. Hvordan finne molarmassen til et enkelt stoff, hvis molekyl består av flere atomer, kan vurderes ved å bruke eksemplet med oksygen: MO2 = 16. 2 = 32 g/mol.

Her er det gitt eksempler på spesifikke enkle eller komplekse stoffer. Men er det mulig og hvordan finne molarmassen til et produkt som består av flere komponenter? I likhet med molekylmassen er molmassen til en flerkomponentblanding en additiv mengde. Det er summen av produktene av komponentens molare masse og dens andel i blandingen: M = ∑Mi. Xi, det vil si at både den gjennomsnittlige molekylære og gjennomsnittlige molarmassen kan beregnes.

Ved å bruke eksempelet med luft, som inneholder omtrent 75,5 % nitrogen, 23,15 % oksygen, 1,29 % argon og 0,046 % karbondioksid (de gjenværende urenhetene, som er inneholdt i mindre mengder, kan neglisjeres): Mair = 28. 0,755 + 32. 0,2315 + 40. 0,129 + 44. 0,00046 = 29,08424 g/mol ≈ 29 g/mol.

Hvordan finne molarmassen til et stoff hvis nøyaktigheten av å bestemme atommassene som er angitt i det periodiske systemet er forskjellig? For noen elementer er det indikert med en nøyaktighet på tideler, for andre med en nøyaktighet på hundredeler, for andre til tusendeler, og for slike elementer som radon - til hele, for mangan til ti tusendeler.

Ved beregning av molar masse er det ikke fornuftig å utføre beregninger med større nøyaktighet enn opptil tideler, siden de har praktiske anvendelser når renheten til de kjemiske stoffene eller reagensene i seg selv vil introdusere en stor feil. Alle disse beregningene er omtrentlige. Men der kjemikere krever større nøyaktighet, gjøres passende korreksjoner ved hjelp av visse prosedyrer: titeren til løsningen er etablert, kalibreringer utføres ved bruk av standardprøver, etc.

Og evnen til å gjøre beregninger, selvfølgelig. For eksempel er et velkjent stoff svovel. Det finnes så vidt i en rekke bransjer at det med rette bærer navnet "kjemi". Hvordan er det?

Skriv den nøyaktige formelen for svovelsyre: H2SO4. Ta nå det periodiske systemet og se hva atommassene til alle grunnstoffene som utgjør det er. Det er tre av disse elementene - hydrogen, svovel og oksygen. Atommassen til hydrogen er 1, svovel – 32, oksygen – 16. Derfor er den totale molekylmassen til svovelsyre, tatt i betraktning indeksene, lik: 1*2 + 32 + 16*4 = 98 amu (atomic) masseenheter).

La oss nå huske en føflekk til: denne mengden stoffer, hvis masse er numerisk lik massen uttrykt i atomenheter. Dermed viser det seg at 1 mol svovelsyre veier 98 gram. Dette er dens molare masse. Problemet er løst.

Anta at du får følgende betingelser: det er 800 milliliter av en 0,2 molar løsning (0,2 M) av noe salt, og det er kjent at dette saltet i tørr form veier 25 gram. Det er nødvendig å beregne dens molar masse.

Husk først definisjonen av en 1-molar (1M) løsning. Dette er en løsning som inneholder 1 mol av evt stoffer. Følgelig vil 1 liter 0,2 M løsning inneholde 0,2 mol stoffer. Men du har ikke 1 liter, men 0,8 liter. Derfor har du faktisk 0,8 * 0,2 = 0,16 mol stoffer.

Og da blir alt enklere enn noen gang. Hvis 25 gram salt i henhold til forholdene for problemet er 0,16 mol, hvilken mengde er lik en mol? Etter å ha utført beregningen i ett trinn, vil du finne: 25/0,16 = 156,25 gram. Den molare massen av salt er 156,25 gram/mol. Problemet er løst.

I beregningene dine brukte du de avrundede verdiene av atomvektene til hydrogen, svovel og oksygen. Hvis du trenger å gjøre beregninger med stor nøyaktighet, er avrunding ikke tillatt.

Kilder:

molar masse av salt
Beregning av molar masseekvivalent

Massene av atomer eller molekyler er ekstremt små, derfor er det i molekylærfysikk, i stedet for massene av molekyler og atomer selv, vanlig å bruke, som foreslått av Dalton, deres relative verdier, og sammenligne masse molekyl eller atom med 1/12 av massen til et karbonatom. Mengden av et stoff som inneholder samme antall molekyler eller atomer som det er i 12 gram karbon kalles en mol. Molarmassen til et stoff (M) er massen til en mol. Molar masse er en skalar mengde; den måles i det internasjonale SI-systemet i kilogram delt på mol.

Bruksanvisning

For å beregne molaren masse det er nok å vite to mengder: masse(m), uttrykt i kilogram, og mengden av stoff (v), målt i mol, erstatte dem med formelen: M = m/v.
Eksempel. Anta at vi må bestemme molaren masse 100 g vann i 3 mol. For å gjøre dette, må du først masse vann i gram - 100g=0,01kg. Deretter erstatter du verdiene i formelen for molar: M=m/v=0,01kg/3mol=0,003kg/mol.

Ethvert stoff består av partikler med en bestemt struktur (molekyler eller atomer). Molmassen til en enkel forbindelse beregnes i henhold til det periodiske systemet for grunnstoffer D.I. Mendeleev. Hvis det er nødvendig å finne ut denne parameteren for et komplekst stoff, viser beregningen seg å være lang, og i dette tilfellet slås figuren opp i en oppslagsbok eller kjemisk katalog, spesielt Sigma-Aldrich.

Konseptet med molar masse

Molar masse (M) er vekten av en mol av et stoff. Denne parameteren for hvert atom kan finnes i det periodiske system av elementer; det er plassert direkte under navnet. Ved beregning av massen av forbindelser avrundes tallet vanligvis til nærmeste hele eller tiendedel. For fullt ut å forstå hvor denne betydningen kommer fra, er det nødvendig å forstå konseptet "føflekk". Dette er mengden av et stoff som inneholder antall partikler av sistnevnte lik 12 g av den stabile isotopen av karbon (12 C). Atomer og molekyler av stoffer varierer i størrelse over et bredt område, mens antallet i en mol er konstant, men massen øker og følgelig volumet.

Begrepet "molar masse" er nært knyttet til Avogadros tall (6,02 x 10 23 mol -1). Denne figuren angir et konstant antall enheter (atomer, molekyler) av et stoff i 1 mol.

Betydningen av molar masse for kjemi

Kjemiske stoffer inngår ulike reaksjoner med hverandre. Vanligvis spesifiserer ligningen for enhver kjemisk interaksjon hvor mange molekyler eller atomer som er involvert. Slike betegnelser kalles støkiometriske koeffisienter. De er vanligvis angitt før formelen. Derfor er de kvantitative egenskapene til reaksjoner basert på mengden stoff og molar masse. De gjenspeiler tydelig samspillet mellom atomer og molekyler med hverandre.

Beregning av molar masse

Atomsammensetningen til ethvert stoff eller blanding av komponenter av en kjent struktur kan sees ved hjelp av det periodiske systemet for elementer. Uorganiske forbindelser er som regel skrevet med en bruttoformel, det vil si uten å angi strukturen, men bare antall atomer i molekylet. Organiske stoffer er betegnet på samme måte for beregning av molar masse. For eksempel benzen (C 6 H 6).

Hvordan beregnes molar masse? Formelen inkluderer typen og antall atomer i molekylet. I følge tabellen D.I. Mendeleev, de molare massene til elementene kontrolleres, og hver figur multipliseres med antall atomer i formelen.

Basert på molekylvekten og typen atomer kan du beregne antallet i molekylet og lage en formel for forbindelsen.

Molar masse av elementer

Ofte, for å utføre reaksjoner, beregninger i analytisk kjemi, og arrangere koeffisienter i ligninger, kreves kunnskap om molekylmassen til grunnstoffer. Hvis molekylet inneholder ett atom, vil denne verdien være lik stoffets. Hvis to eller flere grunnstoffer er til stede, multipliseres molmassen med antallet.

Verdien av molar masse ved beregning av konsentrasjoner

Denne parameteren brukes til å omberegne nesten alle metoder for å uttrykke konsentrasjoner av stoffer. For eksempel oppstår det ofte situasjoner ved å bestemme massefraksjonen basert på mengden av et stoff i en løsning. Den siste parameteren uttrykkes i måleenheten mol/liter. For å bestemme den nødvendige vekten, multipliseres mengden av stoffet med den molare massen. Den resulterende verdien reduseres med 10 ganger.

Molar masse brukes til å beregne normaliteten til et stoff. Denne parameteren brukes i analytisk kjemi for å utføre titrering og gravimetriske analysemetoder når det er nødvendig å nøyaktig utføre en reaksjon.

Molar massemåling

Det første historiske eksperimentet var å måle tettheten av gasser i forhold til hydrogen. Ytterligere studier av kolligative egenskaper ble utført. Disse inkluderer for eksempel osmotisk trykk, som bestemmer forskjellen i koking eller frysing mellom en løsning og et rent løsningsmiddel. Disse parameterne korrelerer direkte med antall partikler av stoff i systemet.

Noen ganger utføres måling av molar masse på et stoff med ukjent sammensetning. Tidligere ble en metode som isotermisk destillasjon brukt. Dens essens er å plassere en løsning av et stoff i et kammer mettet med løsemiddeldamp. Under disse forholdene oppstår dampkondensasjon og temperaturen på blandingen stiger, når likevekt og begynner å avta. Den frigjorte fordampningsvarmen beregnes ved endringen i oppvarmings- og avkjølingshastigheten til løsningen.

Den viktigste moderne metoden for å måle molar masse er massespektrometri. Dette er hovedmåten for å identifisere blandinger av stoffer. Ved hjelp av moderne instrumenter skjer denne prosessen automatisk; bare du trenger først å velge betingelsene for separasjon av forbindelser i prøven. Massespektrometrimetoden er basert på ionisering av et stoff. Som et resultat dannes forskjellige ladede fragmenter av forbindelsen. Massespekteret indikerer forholdet mellom masse og ladning av ioner.

Bestemmelse av molar masse for gasser

Den molare massen til enhver gass eller damp måles ganske enkelt. Det er nok å bruke kontroll. Det samme volumet av et gassformig stoff er likt i mengde med et annet ved samme temperatur. En velkjent måte å måle volumet av damp på er å bestemme mengden fortrengt luft. Denne prosessen utføres ved hjelp av en sidegren som fører til en måleenhet.

Praktisk bruk av molar masse

Dermed brukes begrepet molar masse overalt i kjemien. For å beskrive prosessen, lage polymerkomplekser og andre reaksjoner, er det nødvendig å beregne denne parameteren. Et viktig poeng er å bestemme konsentrasjonen av virkestoffet i det farmasøytiske stoffet. For eksempel studeres de fysiologiske egenskapene til en ny forbindelse ved hjelp av cellekultur. I tillegg er molar masse viktig når man utfører biokjemiske studier. For eksempel når man studerer deltakelsen av et element i metabolske prosesser. Nå er strukturen til mange enzymer kjent, så det er mulig å beregne molekylvekten deres, som hovedsakelig måles i kilodalton (kDa). I dag er molekylvektene til nesten alle komponenter i menneskelig blod, spesielt hemoglobin, kjent. Molekylær og molar masse av et stoff er synonyme i visse tilfeller. Deres forskjeller ligger i det faktum at den siste parameteren er gjennomsnittet for alle isotoper av atomet.

Eventuelle mikrobiologiske eksperimenter for nøyaktig å bestemme effekten av et stoff på et enzymsystem utføres ved bruk av molare konsentrasjoner. For eksempel, i biokatalyse og andre områder hvor studiet av enzymatisk aktivitet er nødvendig, brukes begreper som induktorer og inhibitorer. For å regulere enzymaktivitet på biokjemisk nivå er forskning ved bruk av molare masser nødvendig. Denne parameteren har blitt godt etablert innen natur- og ingeniørvitenskap som fysikk, kjemi, biokjemi og bioteknologi. Prosesser karakterisert på denne måten blir mer forståelige fra synspunktet om mekanismer og bestemmelse av deres parametere. Overgangen fra grunnleggende til anvendt vitenskap er ikke komplett uten en indikator på molar masse, fra fysiologiske løsninger, buffersystemer og slutter med å bestemme dosene av farmasøytiske stoffer for kroppen.

I kjemi bruker de ikke de absolutte massene til molekyler, men bruker den relative molekylmassen. Den viser hvor mange ganger massen til et molekyl er større enn 1/12 massen til et karbonatom. Denne mengden er angitt av Mr.

Relativ molekylmasse er lik summen av de relative atommassene til dets atomer. La oss beregne den relative molekylmassen til vann.

Du vet at et vannmolekyl inneholder to hydrogenatomer og ett oksygenatom. Da vil dens relative molekylmasse være lik summen av produktene av den relative atommassen til hvert kjemisk element og antall atomer i et vannmolekyl:

Når man kjenner til de relative molekylmassene til gassformige stoffer, kan man sammenligne deres tettheter, det vil si beregne den relative tettheten til en gass fra en annen - D(A/B). Den relative tettheten av gass A til gass B er lik forholdet mellom deres relative molekylmasser:

La oss beregne den relative tettheten av karbondioksid til hydrogen:

Nå beregner vi den relative tettheten av karbondioksid til hydrogen:

D(bue/hydr) = Mr(bue) : Mr(hydr) = 44:2 = 22.

Dermed er karbondioksid 22 ganger tyngre enn hydrogen.

Som du vet, gjelder Avogadros lov kun for gassformige stoffer. Men kjemikere må ha en ide om antall molekyler og i deler av flytende eller faste stoffer. Derfor, for å sammenligne antall molekyler i stoffer, introduserte kjemikere verdien - molar masse .

Molar masse er angitt M, er den numerisk lik den relative molekylvekten.

Forholdet mellom massen til et stoff og dets molare masse kalles mengde stoff .

Mengden stoff er angitt n. Dette er en kvantitativ egenskap for en del av et stoff, sammen med masse og volum. Mengden av et stoff måles i mol.

Ordet "mole" kommer fra ordet "molekyl". Antall molekyler i like mengder av et stoff er det samme.

Det er eksperimentelt fastslått at 1 mol av et stoff inneholder partikler (for eksempel molekyler). Dette nummeret kalles Avogadros nummer. Og hvis vi legger til en måleenhet - 1/mol, vil det være en fysisk mengde - Avogadros konstant, som er betegnet N A.

Molar masse er målt i g/mol. Den fysiske betydningen av molar masse er at denne massen er 1 mol av et stoff.

I følge Avogadros lov vil 1 mol av enhver gass oppta samme volum. Volumet av ett mol gass kalles molar volum og betegnes Vn.

Under normale forhold (som er 0 °C og normalt trykk - 1 atm. eller 760 mm Hg eller 101,3 kPa) er molvolumet 22,4 l/mol.

Da er mengden gassstoff på bakkenivå kan beregnes som forholdet mellom gassvolum og molarvolum.

OPPGAVE 1. Hvor mye stoff tilsvarer 180 g vann?

OPPGAVE 2. La oss beregne volumet på nullnivå som vil bli okkupert av karbondioksid i en mengde på 6 mol.

Bibliografi

Oppgavesamling og øvelser i kjemi: 8. klasse: til lærebok av P.A. Orzhekovsky og andre. "Kjemi, 8. klasse" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006. (s. 29-34)
Ushakova O.V. Arbeidsbok i kjemi: 8. klasse: til lærebok av P.A. Orzhekovsky og andre. «Kjemi. 8. klasse» / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; under. utg. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 27-32)
Kjemi: 8. klasse: lærebok. for allmennutdanning institusjoner / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§§ 12, 13)
Kjemi: inorg. kjemi: lærebok. for 8. klasse. generell utdanningsinstitusjon / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Education, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§§ 10, 17)
Leksikon for barn. Bind 17. Kjemi / Kapittel. ed.V.A. Volodin, Ved. vitenskapelig utg. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Enhetlig samling av digitale pedagogiske ressurser ().
Elektronisk versjon av tidsskriftet "Chemistry and Life" ().
Kjemistester (online) ().

Hjemmelekser

1.s.69 nr. 3; s.73 nr. 1, 2, 4 fra læreboken «Kjemi: 8. klasse» (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. №№ 65, 66, 71, 72 fra Samling av oppgaver og øvelser i kjemi: 8. klasse: til lærebok av P.A. Orzhekovsky og andre. "Kjemi, 8. klasse" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M.: AST: Astrel, 2006.