Come calcolare la massa atomica. Scienze atomico-molecolari

Gli atomi sono di dimensioni molto piccole e hanno una massa molto piccola. Se esprimiamo la massa di un atomo di un elemento chimico in grammi, questo sarà un numero preceduto da più di venti zeri dopo la virgola decimale. Pertanto, misurare la massa degli atomi in grammi è scomodo.

Tuttavia, se prendiamo una massa molto piccola come unità, tutte le altre masse piccole possono essere espresse come rapporto con questa unità. L'unità di misura della massa atomica è stata scelta come 1/12 della massa di un atomo di carbonio.

Si chiama 1/12 della massa di un atomo di carbonio unità di massa atomica(a.e.m.).

Massa atomica relativaè un valore pari al rapporto tra la massa reale di un atomo di un particolare elemento chimico e 1/12 della massa reale di un atomo di carbonio. Questa è una quantità adimensionale, poiché due masse sono divise.

A r = m a. / (1/12)m di arco.

Tuttavia massa atomica assoluta uguale a relativo in valore e ha unità di misura a.m.u.

Cioè, la massa atomica relativa mostra quante volte la massa di un particolare atomo è maggiore di 1/12 di un atomo di carbonio. Se un atomo A ha r = 12, allora la sua massa è 12 volte maggiore di 1/12 della massa di un atomo di carbonio o, in altre parole, ha 12 unità di massa atomica. Ciò può accadere solo con il carbonio (C) stesso. L'atomo di idrogeno (H) ha A r = 1. Ciò significa che la sua massa è pari a 1/12 della massa dell'atomo di carbonio. L'ossigeno (O) ha una massa atomica relativa di 16 amu. Ciò significa che un atomo di ossigeno è 16 volte più massiccio di 1/12 di un atomo di carbonio, ha 16 unità di massa atomica.

L'elemento più leggero è l'idrogeno. La sua massa è approssimativamente uguale a 1 amu. Gli atomi più pesanti hanno una massa che si avvicina a 300 amu.

Solitamente per ciascun elemento chimico il suo valore è la massa assoluta degli atomi, espressa in termini di a. e.m. sono arrotondati.

I valori delle unità di massa atomica sono scritti nella tavola periodica.

Per le molecole viene utilizzato il concetto massa molecolare relativa (Mr). Parente massa molecolare mostra quante volte la massa di una molecola è maggiore di 1/12 della massa di un atomo di carbonio. Ma poiché la massa di una molecola è uguale alla somma delle masse dei suoi atomi costituenti, la massa molecolare relativa può essere trovata semplicemente sommando le masse relative di questi atomi. Ad esempio, una molecola d'acqua (H 2 O) contiene due atomi di idrogeno con A r = 1 e un atomo di ossigeno con A r = 16. Pertanto, Mr(H 2 O) = 18.

Numerose sostanze hanno una struttura non molecolare, ad esempio i metalli. In tal caso, la loro massa molecolare relativa è considerata uguale alla loro massa atomica relativa.

In chimica si chiama una quantità importante frazione di massa elemento chimico in una molecola o sostanza. Mostra quanta parte del peso molecolare relativo è rappresentata da un dato elemento. Ad esempio, nell'acqua, l'idrogeno è composto da 2 parti (poiché ci sono due atomi) e l'ossigeno da 16. Cioè, se mescoli idrogeno del peso di 1 kg e ossigeno del peso di 8 kg, reagiranno senza lasciare residui. La frazione di massa dell'idrogeno è 2/18 = 1/9 e la frazione di massa dell'ossigeno è 16/18 = 8/9.

Massa atomica relativa

Gli atomi degli elementi sono caratterizzati da una certa massa (solo inerente). Ad esempio, la massa dell'atomo H è 1,67 . 10 −23 g, atomo di C − 1,995 . 10 −23 g, atomo di O − 2,66 . 10-23 anni

È scomodo utilizzare valori così piccoli, quindi il concetto di massa atomica relativa UN r – relazione alla massa dell'atomo di questo elemento all'unità di massa atomica (1.6605 . 10-24 g).

Molecola - particella più piccola sostanze che preservano Proprietà chimiche di questa sostanza. Tutte le molecole sono costituite da atomi e sono quindi anche elettricamente neutre.

La composizione della molecola viene trasmessa formula molecolare, che riflette anche la composizione qualitativa della sostanza (simboli elementi chimici, compreso nella sua molecola) e la sua composizione quantitativa (indici numerici inferiori corrispondenti al numero di atomi di ciascun elemento della molecola).

Massa di atomi e molecole

Per misurare le masse di atomi e molecole in fisica e chimica, è accettato un sistema misurazioni. Queste quantità sono misurate in unità relative.

L'unità di massa atomica (amu) è pari a 1/12 di massa M atomo di carbonio 12 C ( M un atomo di 12 C è pari a 1.993 H10 -26 kg).

Massa atomica relativa di un elemento (A r)è una quantità adimensionale uguale al rapporto peso medio atomo di un elemento a 1/12 della massa di un atomo di 12 C. Nel calcolare la massa atomica relativa, viene presa in considerazione la composizione isotopica dell'elemento. Le quantità Ar determinata secondo la tabella D.I. Mendeleev

Massa atomica assoluta (m) pari alla massa atomica relativa moltiplicata per 1 amu. Ad esempio, per un atomo di idrogeno, la massa assoluta è definita come segue:

M(H) = 1.008×1.661×10 -27 kg = 1.674×10 -27 kg

Peso molecolare relativo del composto (Mr)è una quantità adimensionale pari al rapporto di massa M molecole di una sostanza fino a 1/12 della massa di un atomo di 12 C:

La massa molecolare relativa è uguale alla somma delle masse relative degli atomi che compongono la molecola. Per esempio:

Sig(C2H6) = 2H Ar(C) + 6H Ar(H) = 2H12 + 6 = 30.

La massa assoluta di una molecola è uguale alla massa molecolare relativa moltiplicata per 1 amu.

2. Qual è la massa molare dell'equivalente?

con equivalenti scoperto da Richter nel 1791. Gli atomi degli elementi interagiscono tra loro in rapporti rigorosamente definiti - equivalenti.

Nel SI, l'equivalente è la parte 1/z (immaginaria) della particella X. X è un atomo, una molecola, uno ione, ecc. Z- uguale al numero protoni che la particella X lega o dona (equivalente di neutralizzazione) o il numero di elettroni che la particella X cede o accetta (equivalente di ossidoriduzione) o la carica dello ione X (equivalente ionico).

La massa molare dell'equivalente, dimensione – g/mol, è il rapporto tra la massa molare della particella X e il numero Z.

Ad esempio, la massa molare dell'equivalente di un elemento è determinata dal rapporto tra la massa molare dell'elemento e la sua valenza.

Legge degli equivalenti: Le masse delle sostanze reagenti stanno tra loro come le masse molari dei loro equivalenti.

Espressione matematica

dove m 1 e m 2 sono le masse dei reagenti,

Masse molari dei loro equivalenti.

Se la porzione reagente di una sostanza è caratterizzata non dalla massa, ma dal volume V(x), allora nell'espressione della legge degli equivalenti la sua massa molare dell'equivalente è sostituita dal volume molare dell'equivalente.

3. Quali sono le leggi fondamentali della chimica?

Leggi fondamentali della chimica. La legge di conservazione della massa e dell'energia fu formulata da M. V. Lomonosov nel 1748. La massa delle sostanze coinvolte reazioni chimiche non cambia. Nel 1905 Einstein credeva nella relazione tra energia e massa

E=m×c 2, s=3×10 8 m/s

Massa ed energia sono proprietà della materia. La massa è una misura di energia. L'energia è una misura del movimento, quindi non sono equivalenti e non si trasformano l'una nell'altra, tuttavia, ogni volta che cambia l'energia di un corpo E, la sua massa cambia M. Cambiamenti significativi nella massa si verificano nella chimica nucleare.

Dal punto di vista della teoria atomico-molecolare, gli atomi con massa costante non scompaiono e non compaiono dal nulla, questo porta alla conservazione della massa delle sostanze. La legge è stata dimostrata sperimentalmente. Sulla base di questa legge, sono redatti equazioni chimiche. I calcoli quantitativi che utilizzano le equazioni di reazione sono chiamati calcoli stechiometrici. Tutti i calcoli quantitativi si basano sulla legge di conservazione della massa e quindi la produzione può essere pianificata e controllata.

4. Quali sono le principali classi di composti inorganici? Dai una definizione, fai degli esempi.

Sostanze semplici. Le molecole sono costituite da atomi dello stesso tipo (atomi dello stesso elemento). Nelle reazioni chimiche non possono decomporsi per formare altre sostanze.

Sostanze complesse (o composti chimici). Le molecole sono costituite da atomi tipi diversi(atomi di vari elementi chimici). Nelle reazioni chimiche si decompongono per formare diverse altre sostanze.

Non esiste un confine netto tra metalli e non metalli, perché Esistono sostanze semplici che presentano doppie proprietà.

5. Quali sono i principali tipi di reazioni chimiche?

Esiste un'enorme varietà di reazioni chimiche diverse e diversi modi per classificarle. Molto spesso, le reazioni chimiche vengono classificate in base al numero e alla composizione dei reagenti e dei prodotti di reazione. Secondo questa classificazione, si distinguono quattro tipi di reazioni chimiche: si tratta di reazioni di connessione, decomposizione, sostituzione e scambio.

Reazione compostaè una reazione in cui i reagenti sono due o più sostanze semplici o complesse e il prodotto è uno composto. Esempi di reazioni composte:

Formazione di ossido da sostanze semplici- C + O2 = CO2, 2Mg + O2 = 2MgO

L'interazione di un metallo con un non metallo e la produzione di sale - 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Interazione dell'ossido con l'acqua - CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

Reazione di decomposizioneè una reazione in cui il reagente è una sostanza complessa e il prodotto è costituito da due o più sostanze semplici o complesse. Molto spesso, le reazioni di decomposizione si verificano quando riscaldate. Esempi di reazioni di decomposizione:

Decomposizione del gesso quando riscaldato: CaCO 3 = CaO + CO 2

Decomposizione dell'acqua sotto l'influenza corrente elettrica: 2H2O = 2H2 + O2

Decomposizione dell'ossido di mercurio quando riscaldato - 2HgO = 2Hg + O 2

Reazione di sostituzioneè una reazione in cui i reagenti sono sostanze semplici e complesse, e anche i prodotti sono sostanze semplici e complesse, ma gli atomi di uno degli elementi nella sostanza complessa sono sostituiti da atomi del reagente semplice. Esempi:

Sostituzione dell'idrogeno negli acidi - Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Spostamento del metallo dal sale - Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Formazione di alcali - 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Reazione di scambio- questa è una reazione, i cui reagenti e prodotti sono due sostanze complesse durante la reazione, i reagenti si scambiano; componenti, con conseguente formazione di altre sostanze complesse. Esempi:

Interazione del sale con l'acido: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Interazione di due sali: 2K 3 PO 4 + 3MgSO 4 = Mg 3 (PO 4) 2 + 3K 2 SO 4

Esistono reazioni chimiche che non possono essere classificate in nessuno dei tipi elencati.

6. Da chi, quando e mediante quali esperimenti è stato scoperto il nucleo dell'atomo e creato il modello nucleare dell'atomo?

Modello nucleare dell'atomo. Uno dei primi modelli della struttura dell'atomo fu proposto dal fisico inglese E. Rutherford. Negli esperimenti sulla diffusione delle particelle alfa, è stato dimostrato che quasi l'intera massa di un atomo è concentrata in un volume molto piccolo: un nucleo carico positivamente. Secondo il modello di Rutherford, gli elettroni si muovono continuamente attorno al nucleo per una distanza relativamente grande, e il loro numero è tale che, nel complesso, l'atomo è elettricamente neutro. Successivamente, la presenza di un nucleo pesante circondato da elettroni nell'atomo fu confermata da altri scienziati.

Il primo tentativo di creare un modello dell'atomo basato sui dati sperimentali accumulati (1903) appartiene a J. Thomson. Credeva che l'atomo fosse un sistema sferico elettricamente neutro con un raggio approssimativamente uguale a 10-10 m. La carica positiva dell'atomo è distribuita uniformemente in tutto il volume della palla e al suo interno si trovano elettroni caricati negativamente (Fig. 6.1.1). Per spiegare gli spettri di emissione lineare degli atomi, Thomson cercò di determinare la posizione degli elettroni in un atomo e di calcolare le frequenze delle loro vibrazioni attorno alle posizioni di equilibrio. Tuttavia, questi tentativi non hanno avuto successo. Alcuni anni dopo, negli esperimenti del grande fisico inglese E. Rutherford, fu dimostrato che il modello di Thomson era errato. 7. Che novità ha introdotto N. Bohr nel concetto di atomo? Dare riepilogo

Postulati di Bohr applicati all'atomo di idrogeno.

La teoria di Bohr per l'atomo di idrogeno

Seguendo la teoria di Bohr per l'atomo di idrogeno, Sommerfeld propose una regola di quantizzazione tale che, quando applicata all'atomo di idrogeno, il modello di Bohr non contraddice la natura ondulatoria dell'elettrone postulata da de Broglie. Derivare un'espressione per i livelli energetici dell'atomo di idrogeno utilizzando la regola di Sommerfeld, secondo la quale gli orbitali elettronici consentiti sono cerchi con una lunghezza multipla della lunghezza d'onda dell'elettrone. Poiché i numeri quantici I, m e non contribuiscono in alcun modo all'energia dello stato elettronico, tutti i possibili stati in un dato livello radiale sono energeticamente uguali. Ciò significa che nello spettro si osserveranno solo singole righe, come previsto da Bohr. Tuttavia, è noto che nello spettro dell'idrogeno esiste una struttura fine, il cui studio ha dato impulso allo sviluppo della teoria di Bohr-Sommerfeld per l'atomo di idrogeno. E' ovvio forma semplice L'equazione d'onda non descrive in modo del tutto adeguato l'atomo di idrogeno, e quindi ci troviamo in questa posizione, solo leggermente meglio di questo

, quando si basavano sul modello dell'atomo di Bohr. N, secondario (orbitale) - io, magnetico - ml e girare - SM?

Quantistico nuovi numeri.

1. Numero quantico principale, n– accetta valori interi da 1 a ¥ (n=1 2 3 4 5 6 7...) o valori alfabetici (K L M N O P Q).

valore massimo N corrisponde al numero di livelli energetici nell'atomo e corrisponde al numero del periodo nella tabella D.I. Mendeleev, caratterizza il valore energetico dell'elettrone e la dimensione dell'orbitale. Un elemento con n=3 ha 3 livelli energetici, è nel terzo periodo e ha una dimensione della nuvola di elettroni e un'energia maggiori rispetto a un elemento con n=1.

2. Numero quantico orbitale l assume valori dipendenti dal numero quantico principale e ha valori di lettere corrispondenti.

l=0, 1, 2, 3… n-1

l – caratterizza la forma degli orbitali:

Orbitali con lo stesso valore N, naso significati diversi l Differiscono leggermente in termini di energia, cioè i livelli sono divisi in sottolivelli.

Il numero di possibili sottolivelli è uguale al numero quantico principale.

3. Numero quantico magnetico m l prende valori da -l,…0…,+l.

Numero valori possibili Il numero quantico magnetico determina il numero di orbitali di un determinato tipo. All'interno di ogni livello possono esserci solo:

uno s è un orbitale, perché ml=0 a l=0

tre p – orbitali, ml= -1 0 +1, con l=1

cinque orbitali d ml=-2 –1 0 +1 +2, con l=2

sette orbitali f.

Il numero quantico magnetico determina l'orientamento degli orbitali nello spazio.

4. Numero quantico di spin (spin), m s.

Lo spin caratterizza il momento magnetico di un elettrone, causato dalla rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse in senso orario e antiorario.

Denotando un elettrone con una freccia e un orbitale con un trattino o un riquadro, puoi mostrarlo

Regole che caratterizzano l'ordine di riempimento degli orbitali.

Principio di Pauli:

ll n2 e a livelli - 2n2

n+l), se uguale, con N- il più piccolo.

La regola di Hund

9. In che modo la teoria di Bohr spiega l’origine e la struttura delle linee degli spettri atomici?

La teoria di N. Bohr fu proposta nel 1913, utilizzava il modello planetario di Rutherford e la teoria quantistica di Planck-Einstein. Planck credeva che insieme al limite di divisibilità della materia - l'atomo, esiste un limite di divisibilità dell'energia - il quanto. Gli atomi non emettono energia in modo continuo, ma in determinate porzioni di quanti

Primo postulato di N. Bohr: esistono orbite consentite rigorosamente definite, le cosiddette orbite stazionarie; essere sul quale l'elettrone non assorbe né emette energia. Lo sono solo le orbite per le quali è consentito il momento angolare uguale al prodotto m e ×V×r, può cambiare in certe porzioni (quanti), cioè quantizzato.

Lo stato di un atomo con n=1 si dice normale, con n=2,3... - eccitato.

La velocità dell'elettrone diminuisce con l'aumentare del raggio e l'energia cinetica e totale aumentano.

Secondo postulato di Bohr: Passando da un'orbita all'altra, un elettrone assorbe o emette un quanto di energia.

E lontano -E vicino =h×V. E=-21,76×10 -19 /n2J/atomo=-1310 kJ/mol.

Tale energia deve essere spesa per trasferire un elettrone in un atomo di idrogeno dalla prima orbita di Bohr (n=1) a una infinitamente distante, cioè rimuovere un elettrone da un atomo, trasformandolo in uno ione carico positivamente.

La teoria quantistica di Bohr spiegava la natura lineare dello spettro degli atomi di idrogeno.

Screpolatura:

1. Si postula che l'elettrone rimanga solo su orbite stazionarie, come avviene, in questo caso, la transizione degli elettroni?

2. Non vengono spiegati tutti i dettagli degli spettri; il loro spessore è diverso.

Cosa si chiama livello energetico e sottolivello energetico in un atomo?

Numero energia livelli atomo pari al numero del periodo in cui si trova. Ad esempio, il potassio (K), un elemento del quarto periodo, ne ha 4 livelli di energia(n = 4). Sottolivello energetico- un insieme di orbitali con gli stessi valori dei numeri quantici principali e orbitali.

11. Che forma hanno? S-, P- E D- nuvole elettroniche.

Durante le reazioni chimiche, i nuclei degli atomi rimangono invariati, cambia solo la struttura dei gusci elettronici a causa della ridistribuzione degli elettroni tra gli atomi. La capacità degli atomi di donare o acquisire elettroni determina le sue proprietà chimiche.

L'elettrone ha una natura duale (particella-onda). A causa delle loro proprietà ondulatorie, gli elettroni in un atomo possono avere solo valori energetici strettamente definiti, che dipendono dalla distanza dal nucleo. Gli elettroni con valori energetici simili formano un livello energetico. Contiene un numero di elettroni rigorosamente definito: un massimo di 2n 2. I livelli energetici sono suddivisi in sottolivelli s, p, d ed f; il loro numero è uguale al numero del livello.

Numeri quantici dell'elettrone

Lo stato di ciascun elettrone in un atomo è solitamente descritto utilizzando quattro numeri quantici: principale (n), orbitale (l), magnetico (m) e spin (s). I primi tre caratterizzano il movimento di un elettrone nello spazio e il quarto attorno al proprio asse.

Numero quantico principale(N). Determina il livello energetico dell'elettrone, la distanza del livello dal nucleo e la dimensione della nuvola elettronica. Accetta valori interi (n = 1, 2, 3...) e corrisponde al numero del periodo. Dalla tavola periodica di qualsiasi elemento, in base al numero del periodo, è possibile determinare il numero di livelli energetici dell'atomo e quale livello energetico è quello esterno.

L'elemento cadmio Cd si trova nel quinto periodo, il che significa n = 5. Nel suo atomo gli elettroni sono distribuiti su cinque livelli energetici (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); il quinto livello sarà esterno (n = 5).

Numero quantico orbitale(l) caratterizza la forma geometrica dell'orbitale. Accetta il valore dei numeri interi da 0 a (n - 1). Indipendentemente dal numero del livello energetico, ciascun valore del numero quantico orbitale corrisponde a un orbitale di forma speciale. Un insieme di orbitali con gli stessi valori n è chiamato livello di energia, mentre un insieme di orbitali con gli stessi n e l è chiamato sottolivello.

l=0 s- sottolivello, s- orbitale – sfera orbitale

l=1 p- sottolivello, p- orbitale – orbitale del manubrio

l=2 d- sottolivello, d- orbitale – orbitale di forma complessa

sottolivello f, orbitale f: un orbitale di forma ancora più complessa

Al primo livello energetico (n = 1), il numero quantico orbitale l assume un unico valore l = (n - 1) = 0. La forma dell'abitazione è sferica; Al primo livello di energia c'è solo un sottolivello: 1s. Per il secondo livello energetico (n = 2), il numero quantico orbitale può assumere due valori: l = 0, orbitale s - sfera taglia più grande che al primo livello energetico; l = 1, p- orbitale - manubrio. Pertanto, al secondo livello energetico ci sono due sottolivelli: 2s e 2p. Per il terzo livello energetico (n = 3), il numero quantico orbitale l assume tre valori: l = 0, l'orbitale s è una sfera più grande rispetto al secondo livello energetico; l = 1, orbitale p: un manubrio più grande che al secondo livello energetico; l = 2, d è un orbitale di forma complessa.

Pertanto, al terzo livello energetico possono esserci tre sottolivelli energetici: 3s, 3p e 3d.

12. Fornire la formulazione del principio di Pauli e della regola di Hund.

Principio di Pauli: un atomo non può avere due o più elettroni con lo stesso insieme di tutti e quattro i numeri quantici. Da ciò ne consegue che un orbitale può contenere due elettroni con spin diretti opposti.

Numero massimo possibile di elettroni:

al sottolivello s - un orbitale - 2 elettroni, cioè s2;

su p- – - tre orbitali – 6 elettroni, cioè pagina 6;

su d - – - cinque orbitali – 10 elettroni, cioè d10;

su f- –– - sette orbitali – 14 elettroni, cioè F14.

Il numero di orbitali nei sottolivelli è determinato da 2 l+1, e il numero di elettroni su di essi sarà 2×(2 l+1), il numero di orbitali sui sottolivelli è uguale al quadrato del numero quantico principale n2 e a livelli - 2n2, Quello. nel primo periodo del sistema periodico degli elementi possono esserci un massimo di 2 elementi, nel secondo - 8, nel terzo - 18 elementi, nel quarto - 32.

Secondo le regole I e II di M.V. Klechkovsky, il riempimento degli orbitali avviene in ordine di somma crescente ( n+l), se uguale, con N- il più piccolo.

Formule elettroniche sono scritti come segue:

1. Il numero del livello energetico è indicato sotto forma di coefficiente numerico.

2. Fornire le designazioni delle lettere del sottolivello.

3. Il numero di elettroni in un dato sottolivello energetico è indicato come esponente e tutti gli elettroni di un dato sottolivello vengono sommati.

Il posizionamento degli elettroni all'interno di un dato sottolivello è soggetto a La regola di Hund: ad un dato sottolivello, gli elettroni tendono ad occupare il numero massimo di orbitali liberi, in modo che lo spin totale sia massimo.

13. Fornire la formulazione delle regole di Klechkovsky. Come determinano la procedura per la compilazione dell'AO?

Secondo le regole I e II di M.V. Klechkovsky, il riempimento degli orbitali avviene in ordine di somma crescente ( n+l), se uguale, con N- il più piccolo.

Le formule elettroniche si scrivono come segue:

1. Il numero del livello energetico è indicato sotto forma di coefficiente numerico.

2. Fornire le designazioni delle lettere del sottolivello.

3. Il numero di elettroni in un dato sottolivello energetico è indicato come esponente e tutti gli elettroni di un dato sottolivello vengono sommati.

14. Cosa si chiama energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività e in quali unità vengono misurate?

Caratteristiche atomiche . La natura chimica di un elemento è determinata dalla capacità del suo atomo di perdere o acquistare elettroni. Questa capacità può essere quantificata energia ionizzata atomo e il suo affinità elettronica.

Energia ionizzataè l'energia che deve essere spesa per rimuovere un elettrone da un atomo (ione o molecola). È espresso in joule o elettronvolt. 1 EV = 1,6×10 -19 J.

L'energia di ionizzazione, I, è una misura del potere riducente di un atomo. Più piccolo è I, maggiore è il potere riducente dell'atomo.

Valori più bassi Ho s elementi del primo gruppo. I valori di I 2 per loro aumentano notevolmente. Allo stesso modo, per s elementi del gruppo II, I 3 aumenta notevolmente.

Valori più grandi Gli elementi p del gruppo VIII possiedono I 1. Questo aumento dell'energia di ionizzazione durante la transizione da s elementi del gruppo I a p elementi del gruppo VIII è causato da un aumento della carica effettiva del nucleo.

Affinità elettronicaè l'energia che viene rilasciata quando un elettrone si attacca a un atomo (ione o molecola). Espresso anche in J o eV. Possiamo dire che l'affinità elettronica è una misura della capacità ossidante delle particelle. Valori attendibili di E sono stati trovati solo per un piccolo numero di elementi.

Gli elementi p del gruppo VII (alogeni) hanno la massima affinità per gli elettroni, poiché aggiungendo un elettrone a un atomo neutro acquisiscono un ottetto completo di elettroni.

E(F) = 3,58 eV, E(Cl) = 3,76 eV

Il più piccolo e uniforme valori negativi E hanno atomi con la configurazione s 2 e s 2 p 6 o un sottolivello p riempito a metà.

E (Mg) = -0,32 eV, E (Ne) = -0,57 eV, E (N) = 0,05 eV

L'aggiunta di elettroni successivi è impossibile. Pertanto, gli anioni a carica multipla O 2-, N 3- non esistono.

Elettronegativitàè una caratteristica quantitativa della capacità di un atomo in una molecola di attrarre a sé gli elettroni. Questa capacità dipende da I ed E. Secondo Mulliken: EO = (I+E)/2.

L'elettronegatività degli elementi aumenta con il periodo e diminuisce con il gruppo.

Di cui è composta la molecola e trovarne le relative masse atomiche tavola periodica elementi chimici. Se un atomo si presenta n volte, moltiplicalo massa per questo numero. Quindi aggiungi i valori trovati e ottieni il molecolare massa dato sostanze, che è uguale alla sua massa molare in g/mol. Trovare massa uno , dividendo il molare massa sostanze M per costante di Avogadro NА=6.022∙10^23 1/mol, m0=M/NA.

Esempio Trova massa uno molecole acqua. Una molecola d'acqua (H2O) è costituita da due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. La massa atomica relativa dell'idrogeno è 1, per due atomi otteniamo il numero 2 e la massa atomica dell'ossigeno è 16. Quindi la massa molare dell'acqua sarà 2+16=18 g/mol. Definire massa uno molecole: m0=18/(6.022^23)≈3∙10^(-23) g.

Massa molecole può essere calcolato se si conosce il numero di molecole di una data sostanza. Per fare ciò, dividi il totale massa sostanze m per il numero di particelle N (m0=m/N). Ad esempio, se è noto che in 240 g sostanze contiene 6∙10^24 molecole, quindi la massa di uno molecole sarà m0=240/(6∙10^24)=4∙10^(-23) g.

Definire massa uno molecole sostanze con sufficiente accuratezza, avendo appreso il numero e i neutroni che entrano nei suoi nuclei degli atomi che lo compongono. Massa guscio elettronico e il difetto di massa in questo caso dovrebbe essere trascurato. Prendiamo la massa pari a 1,67∙10^(-24) g. Ad esempio, se sappiamo che se una molecola è composta da due atomi di ossigeno, qual è la sua massa? Il nucleo di un atomo di ossigeno contiene 8 protoni e 8 neutroni. Totale nucleoni 8+8=16. Allora la massa dell'atomo è 16∙1.67∙10^(-24)=2.672∙10^(-23) g Poiché la molecola è composta da due atomi, la sua massa è 2∙2.672∙10^(-23)=. 5.344 ∙10^(-23) g.

Puoi calcolare la massa di qualsiasi molecola conoscendo la sua formula chimica. Ad esempio, calcoliamo la massa molecolare relativa di una molecola di alcol.

Avrai bisogno

Tavolo Mendeleev

Istruzioni

Considera la formula chimica della molecola. Determina quali atomi di elementi chimici sono inclusi nella sua composizione.

La formula dell'alcol è C2H5OH. La molecola di alcol contiene 2 atomi, 6 atomi di idrogeno e 1 atomo di ossigeno.

Se la massa di una molecola è espressa in grammi anziché in unità di massa atomica, è opportuno ricordare che un'unità di massa atomica è la massa di 1/12 di un atomo di carbonio. Numericamente 1 a.u.u. = 1,66*10^-27 kg.

Quindi la massa della molecola di alcol è 46*1,66*10^-27 kg = 7,636*10^-26 kg.

Nota

IN tavola periodica Gli elementi chimici di Mendeleev sono disposti in ordine crescente di massa atomica. I metodi sperimentali per la determinazione del peso molecolare sono stati sviluppati principalmente per soluzioni di sostanze e per gas. Esiste anche un metodo di spettrometria di massa. Il concetto di peso molecolare è di grande importanza pratica per i polimeri. I polimeri sono sostanze costituite da gruppi ripetuti di atomi, ma il numero di questi gruppi non è lo stesso, quindi per i polimeri esiste un concetto di peso molecolare medio. Di media il peso molecolare può indicare il grado di polimerizzazione di una sostanza.

Consigli utili

La massa molecolare è una quantità importante per fisici e chimici. Conoscendo la massa molecolare di una sostanza, puoi determinare immediatamente la densità del gas, scoprire la molarità della sostanza in soluzione e determinare la composizione e la formula della sostanza.

Fonti:

Massa molecolare
come calcolare la massa di una molecola

Il peso molecolare è il peso molecolare, che può anche essere chiamato valore di massa di una molecola. La massa molecolare è espressa in unità di massa atomica. Se analizziamo il valore della massa molecolare in parti, si scopre che la somma delle masse di tutti gli atomi che compongono la molecola rappresenta la sua massa molecolare massa. Se parliamo di unità di misura della massa, prevalentemente tutte le misurazioni vengono effettuate in grammi.

Istruzioni

La massa molecolare stessa è associata al concetto di molecola. Ma non si può dire che questa condizione possa applicarsi solo a quelle in cui la molecola, ad esempio, idrogeno, si trova separatamente. Nei casi in cui le molecole non sono separate dalle altre, ma in stretta interconnessione, sono valide anche tutte le condizioni e definizioni di cui sopra.

Per cominciare, determinare massa idrogeno, avrai bisogno di -, che contiene idrogeno e dal quale può essere facilmente isolato. Può trattarsi di una sorta di soluzione alcolica o di un'altra miscela, alcuni dei cui componenti, in determinate condizioni, cambiano il loro stato e liberano facilmente la soluzione dalla sua presenza. Trova una soluzione dalla quale puoi far evaporare le sostanze necessarie o non necessarie utilizzando il calore. Questo è il massimo modo semplice. Ora decidi se evaporerai una sostanza che non ti serve o se sarà idrogeno, un molecolare massa che intendi misurare. Se una sostanza non necessaria evapora, va bene, purché non sia tossica. nel caso di evaporazione della sostanza desiderata, sono necessarie attrezzature affinché tutta l'evaporazione venga conservata nel pallone.

Dopo aver separato tutto ciò che non è necessario dalla composizione, inizia a misurare. A questo scopo il numero di Avogadro è adatto a te. È con il suo aiuto che puoi calcolare il relativo atomico e molecolare massa idrogeno. Trova tutte le opzioni di cui hai bisogno idrogeno che sono presenti in qualsiasi tabella, determinare la densità del gas risultante, poiché sarà utile per una delle formule. Sostituire quindi tutti i risultati ottenuti e, se necessario, modificare l'unità di misura in , come sopra menzionato.

Il concetto di peso molecolare è molto rilevante quando si parla di polimeri. È per loro che è più importante introdurre il concetto di peso molecolare medio, a causa dell'eterogeneità delle molecole incluse nella loro composizione. Inoltre, dal peso molecolare medio, si può giudicare quanto sia elevato il grado di polimerizzazione di una particolare sostanza.

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Peso sostanze viene trovato utilizzando un dispositivo chiamato bilancia. Puoi anche calcolare massa corpi, se conosciuti quantità sostanze e la sua massa molare o la sua densità e volume. Quantità di puro sostanze può essere trovato dalla sua massa o dal numero di molecole che contiene.

Per misurare la massa di un atomo, viene utilizzata la massa atomica relativa, che è espressa in unità di massa atomica (amu). Il peso molecolare relativo è costituito dalle masse atomiche relative delle sostanze.

Concetti

Per capire cos'è la massa atomica relativa in chimica, dovresti capire che la massa assoluta di un atomo è troppo piccola per essere espressa in grammi, tanto meno in chilogrammi. Pertanto, nella chimica moderna, 1/12 della massa del carbonio è considerata un'unità di massa atomica (amu). La massa atomica relativa è uguale al rapporto tra la massa assoluta e 1/12 della massa assoluta del carbonio. In altre parole, la massa relativa riflette quante volte la massa di un atomo di una particolare sostanza supera 1/12 della massa di un atomo di carbonio. Ad esempio, la massa relativa dell'azoto è 14, cioè L'atomo di azoto contiene 14 a. e.m. o 14 volte più di 1/12 di un atomo di carbonio.

Riso. 1. Atomi e molecole.

Tra tutti gli elementi, l'idrogeno è il più leggero, la sua massa è 1 unità. Gli atomi più pesanti hanno una massa di 300 a. mangiare.

La massa molecolare è un valore che indica quante volte la massa di una molecola supera 1/12 della massa del carbonio. Espresso anche in a. e.m. La massa di una molecola è costituita dalla massa degli atomi, quindi per calcolare la massa molecolare relativa è necessario sommare le masse degli atomi della sostanza. Ad esempio, il peso molecolare relativo dell'acqua è 18. Questo valore è la somma delle masse atomiche relative di due atomi di idrogeno (2) e un atomo di ossigeno (16).

Riso. 2. Carbonio nella tavola periodica.

Come puoi vedere, questi due concetti hanno diverse caratteristiche comuni:

le masse atomiche e molecolari relative di una sostanza sono quantità adimensionali;
la massa atomica relativa è designata Ar, la massa molecolare - Mr;
L'unità di misura è la stessa in entrambi i casi: a. mangiare.

Le masse molari e molecolari sono numericamente uguali, ma differiscono nella dimensione. La massa molare è il rapporto tra la massa di una sostanza e il numero di moli. Riflette la massa di una mole, che è uguale al numero di Avogadro, cioè 6.02 ⋅ 10 23 . Ad esempio, 1 mole di acqua pesa 18 g/mol e M r (H 2 O) = 18 a. e.m. (18 volte più pesante di un'unità di massa atomica).

Come calcolare

Per esprimere matematicamente la massa atomica relativa, si dovrebbe determinare che 1/2 parte di carbonio o un'unità di massa atomica è uguale a 1,66⋅10 −24 g Pertanto, la formula per la massa atomica relativa è la seguente:

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,

dove m a è la massa atomica assoluta della sostanza.

La massa atomica relativa degli elementi chimici è indicata nella tavola periodica, quindi non è necessario calcolarla da soli quando si risolvono i problemi. Le masse atomiche relative sono generalmente arrotondate a numeri interi. L'eccezione è il cloro. La massa dei suoi atomi è 35,5.

Va notato che quando si calcola la massa atomica relativa degli elementi che hanno isotopi, viene preso in considerazione il loro valore medio. La massa atomica in questo caso viene calcolata come segue:

A r = ΣA r,i n io ,

dove A r,i è la massa atomica relativa degli isotopi, n i è il contenuto di isotopi nelle miscele naturali.

Ad esempio, l'ossigeno ha tre isotopi: 16 O, 17 O, 18 O. La loro massa relativa è 15,995, 16,999, 17,999 e il loro contenuto nelle miscele naturali è rispettivamente 99,759%, 0,037%, 0,204%. Dividendo le percentuali per 100 e sostituendo i valori, otteniamo:

A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 amu

Facendo riferimento alla tavola periodica, è facile trovare questo valore nella cella ad ossigeno.

Riso. 3. Tavola periodica.

La massa molecolare relativa è la somma delle masse degli atomi di una sostanza:

Quando si determina il valore del peso molecolare relativo, vengono presi in considerazione gli indici dei simboli. Ad esempio, calcolare la massa di H 2 CO 3 è il seguente:

Mr = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 a. mangiare.

Conoscendo la massa molecolare relativa, è possibile calcolare la densità relativa di un gas a partire dal secondo, cioè determinare quante volte una sostanza gassosa è più pesante della seconda. Per fare ciò, utilizzare l'equazione D (y) x = M r (x) / M r (y).

Cosa abbiamo imparato?

Dalla lezione di terza media abbiamo imparato la massa atomica e molecolare relativa. L'unità di massa atomica relativa è considerata 1/12 della massa del carbonio, pari a 1,66⋅10 −24 g. Per calcolare la massa, è necessario dividere la massa atomica assoluta della sostanza per l'unità di massa atomica (amu). Il valore della massa atomica relativa è indicato nella tavola periodica di Mendeleev in ogni cella dell'elemento. La massa molecolare di una sostanza è la somma delle masse atomiche relative degli elementi.

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Valutazione del rapporto

Voto medio: 4.6. Valutazioni totali ricevute: 190.

La massa assoluta di una molecola della sostanza B può essere calcolata utilizzando l'equazione

Masse assolute di atomi e molecole. Unità di massa atomica. Massa atomica relativa. Peso molecolare relativo e suo calcolo.

Attività 5. Determina la massa assoluta (gm) di una molecola d'acqua.

Le masse assolute delle molecole possono essere facilmente sostituite con masse molecolari relative (vedi 3, capitolo I). Il peso molecolare del primo gas è

Calcola la massa assoluta di una molecola di Br3, Oj, NH3, H2SO4, H2O, I2.

In base alla massa molare e al numero di Avogadro, le masse assolute di atomi e molecole possono essere calcolate utilizzando la seguente formula:

Risposta La massa assoluta di una molecola d'acqua è pari a 3X X 10-" g = 3-10- kg.

Il numero di molecole in una mole di una sostanza, chiamato numero di Avogadro, Nf, = 6,0240-Yu Dividendo la massa di una mole di qualsiasi sostanza per il numero di Avogadro, otteniamo la massa assoluta della molecola in grammi. Ad esempio, la massa di una molecola Hg è 2,016 · 6,02-10 = 3,35-10" g. Allo stesso modo, viene calcolata la massa assoluta di un atomo. Le molecole hanno un diametro compreso tra uno e decine di angstrom (1 A = 10" cm ).

A seconda delle dimensioni e della forma della cella unitaria, nonché dimensioni possibili e la simmetria della molecola decide la questione: quante molecole possono stare in una data cella unitaria. Quando si risolve questo problema, tenere sempre in considerazione la regola secondo cui le molecole sono strettamente imballate nel cristallo, cioè le sporgenze di una molecola si adattano alle depressioni di un'altra, ecc. (Fig. 16). Pertanto, la forma della cella unitaria spesso consente di giudicare forma generale molecole. La massa assoluta di una molecola (da cui è facile calcolare la massa molecolare) in base ai dati di diffrazione dei raggi X viene determinata come segue

Conoscendo il numero di Avogadro, è facile trovare la massa assoluta di una particella di qualsiasi sostanza. Infatti, la massa in grammi di una molecola (atomo) di una sostanza è pari alla massa molare divisa per il numero di Avogadro. Ad esempio, la massa assoluta di un atomo di idrogeno (la massa molare degli atomi di idrogeno è 1,008 g/mol) è 1,67-10 g. È circa lo stesso numero di volte inferiore alla massa di una piccola pallina, quante volte la massa di una persona è inferiore alla massa dell'intero globo.

In questo modo è possibile calcolare le masse assolute delle molecole e degli atomi di altri elementi. Poiché queste quantità sono trascurabilmente piccole e scomode per i calcoli, viene utilizzato il concetto di peso atomico (molecolare), che corrisponde alla massa degli atomi (molecole), espressa in unità relative. Per unità di massa atomica (a.m.u.)

Il numero di molecole in 1 mole di una sostanza, chiamata costante di Avogadro VA, è 6,0220-10. Dividendo la massa di 1 mole di qualsiasi sostanza per la costante di Avogadro, otteniamo la massa assoluta delle molecole in grammi. Ad esempio, la massa della molecola H è 2,016 6,02-10 3 = 3,35 g. Allo stesso modo, viene calcolata la massa assoluta di un atomo. Le molecole hanno un diametro compreso tra circa 0,1 e 1 nm.

Come si calcola la massa assoluta di atomi e molecole Calcolare le masse assolute di un atomo di rame e di una molecola di fosfuro di idrogeno.

L'energia cinetica e di due molecole di massa Sh] e Sh2 può essere espressa sia attraverso le loro velocità assolute comuni C e Cr nello spazio, sia attraverso le componenti di queste velocità

Calcolo delle masse e dei volumi assoluti di atomi e molecole

Il quoziente di divisione della massa assoluta di una molecola di un composto o elemento per un dodicesimo della massa assoluta di un atomo di isotopo di carbonio. La somma delle masse atomiche di tutti gli elementi di una molecola.

Anche le masse di altri atomi, così come le molecole, sono estremamente piccole (la massa molecolare assoluta è indicata con tm), ad esempio, la massa di una molecola d'acqua è

Secondo la formula chimica sostanza gassosa puoi definirne una parte caratteristiche quantitative composizione percentuale, peso molecolare, densità, densità relativa per qualsiasi gas, massa assoluta della molecola.

Domande di controllo. 1. Cos'è un atomo molecola peso atomico peso molecolare massa di un atomo massa di una molecola grammo-atomo grammo-molecola 2. Qual è il peso molecolare della CO2 e la massa assoluta di una molecola di COa, espressa in grammi 3. Come si calcola Formulata la legge di Avogadro 4. Quale volume occupa una molecola di grammo? condizioni normali 5. Qual è il numero di Avogadro? A cosa equivale 6. Secondo la formula dell'acetilene C3Na

Ad esempio, un peso molecolare relativo dell'acqua pari a 18 (arrotondato) significa che una molecola d'acqua è 18 volte più pesante di 1 2 parti della massa assoluta di un atomo di carbonio.

Definire i concetti a) elemento, atomo, molecola b) sostanza semplice e complessa c) masse atomiche e molecolari relative, masse assolute di un atomo e di una molecola. Cosa dovrebbe essere inteso con la particella condizionale UC

Molto prima, nella seconda metà del XIX secolo, furono fatti i primi tentativi di affrontare la questione della massa e delle dimensioni assolute di atomi e molecole. Sebbene sia chiaramente impossibile pesare una singola molecola, la teoria apriva un'altra strada: era necessario in qualche modo determinare il numero di particelle in una mole di molecole o atomi: il cosiddetto numero di Avogadro (A). Contare direttamente le molecole è altrettanto impossibile quanto pesarle, ma il numero di Avogadro è incluso in molte equazioni in vari rami della fisica e può essere calcolato sulla base di queste equazioni. Ovviamente, se i risultati di tali calcoli effettuati in diversi modi indipendenti coincidono, ciò può servire come prova della correttezza del valore trovato.

Poiché le masse assolute di atomi e molecole sono piccole, di solito vengono utilizzate le masse relative.

L'energia cinetica di due molecole dotate di massa può essere espressa in termini di componenti di velocità o in termini di velocità assolute stesse come segue

Come è noto, il calore è una misura dell'energia cinetica del movimento delle particelle che compongono una determinata sostanza. È stato stabilito che a una temperatura significativamente superiore alla temperatura dello zero assoluto, la media energia cinetica le molecole sono proporzionali temperatura assoluta T. Per una molecola con massa m e velocità media E

Esempio 8. Calcola la massa assoluta di una molecola di acido solforico in grammi.

Tutti i composti studiati sono divisi in una matrice di addestramento contenente molecole con proprietà conosciute e il gruppo di molecole previsto. La matrice formativa analizzata per l'immobile oggetto di studio è suddivisa in due gruppi alternativi (attivo - inattivo). I modelli creati rappresentano equazioni della forma logica L = 7 (3), dove L è l'attività, (8) è l'insieme decisivo di caratteristiche (RSF) - un complesso di frammenti di formule strutturali e le loro varie combinazioni, le cosiddette descrittori substrutturali. La valutazione dell'influenza dei frammenti e delle loro combinazioni sull'attività viene effettuata sulla base del coefficiente del contenuto informativo, che varia da meno 1 a più 1. Maggiore è il valore assoluto del contenuto informativo, maggiore è la probabilità dell'influenza di una determinata caratteristica delle proprietà. Il segno più caratterizza influenza positiva, meno - negativo. P è un algoritmo con l'aiuto del quale vengono riconosciute le proprietà delle sostanze studiate. Nel processo di previsione vengono utilizzati due algoritmi: geometria (I) e voto (II). Il primo si basa sulla determinazione della distanza nella metrica euclidea tra la sostanza studiata e lo standard ipotetico calcolato della proprietà studiata. Il secondo metodo prevede l'analisi del numero di caratteristiche (voti) nella struttura delle connessioni, con contenuto informativo positivo e negativo. Le procedure di progettazione molecolare sono descritte ulteriormente nella Sezione 5.

La massa molecolare relativa Mr è il rapporto tra la massa assoluta di una molecola e Vi2, la massa di un atomo di un isotopo di carbonio. Si noti che le masse relative, per definizione, sono quantità adimensionali.

Ugello Becker. Vari metodi cinetici per risolvere il problema della separazione isotopica possono essere classificati in metodi che utilizzano la differenza nei coefficienti di trasferimento delle molecole varie masse e ai metodi che utilizzano il movimento della miscela separata in un campo potenziale. Il metodo più tipico della seconda classe è proprio il metodo della centrifuga a gas, che, tuttavia, richiede un lavoro di sviluppo molto impressionante anche per una dimostrazione in laboratorio delle sue grandiose capacità, a causa dell'ingegneria assolutamente non standard della centrifuga a gas. Proposto, presumibilmente da Dirac, più o meno contemporaneamente alla centrifuga a gas, il metodo dell'ugello di separazione (ugello Becker, dal nome del leader del primo lavoro sperimentale di successo)

Gli atomi di elementi e le molecole di sostanze sono caratterizzati da una certa massa fisica (assoluta) m, ad esempio la massa dell'atomo di idrogeno H è 1,67 g, la massa della molecola P4 è 2,06-10 g, la massa dell'atomo H la molecola è 2,99-10 g, la massa della molecola H2804 1,63 K) g Le masse assolute degli atomi di elementi e delle molecole di sostanze sono estremamente piccole ed è scomodo utilizzare tali valori. Pertanto, è stato introdotto il concetto di massa relativa di atomi e molecole.

Peso molecolare relativo composto chimico- un numero che mostra quante volte la massa assoluta di una molecola di un composto atomico è maggiore dell'unità di massa atomica.

Determinazione delle masse assolute degli atomi (nonché delle masse delle molecole e dei loro frammenti) spettroscopia di massa.

Di grande valore è la determinazione della massa assoluta del contenuto di una cella unitaria di una struttura cristallina. Le dimensioni delle celle unitarie possono essere misurate, se necessario, con una precisione molto elevata (errore inferiore allo 0,01%). È più difficile misurare la densità, ma l’errore di misurazione totale può arrivare fino allo 0,1% della massa unitaria della cella (senza essere troppo grande lavoro sperimentale). Oltre a determinare la massa assoluta di una cella, dalle strutture cristalline è possibile ottenere informazioni sul possibile contenuto di una cella in un altro modo. Il gruppo spaziale di simmetria, la natura e la varietà delle posizioni equivalenti dei nodi consentite e i requisiti di base secondo cui l'intensità delle riflessioni dei raggi X osservate deve corrispondere, entro limiti accettabili, all'intensità calcolata per la struttura cristallina assunta forniscono tutti una certa quantità di informazioni che devono essere trovate in conformità con qualsiasi intenzione formula chimica. Pertanto, indipendentemente dalla presenza di altre molecole, in qualsiasi formula se le dimensioni della cella unitaria devono essere incluse 46 molecole d'acqua per struttura cellulare unitaria degli idrati di tipo I

Il numero di Avogadro è il numero di molecole contenute in una grammomolecola di qualsiasi sostanza. Questo valore può essere determinato vari metodi, mentre i risultati ottenuti diversi modi, coincidono entro i limiti di precisione della misurazione. Attualmente, il valore del numero di Avogadro è 6.023-10. Il numero di Avogadro è una costante universale; non dipende dalla natura della sostanza e dalla sua stato di aggregazione. Per calcolare la massa assoluta di un atomo o di una molecola, dividi la massa grammoatomica o grammomolecolare per il numero di Avogadro. Per esempio,

Una delle proprietà più importanti di una sostanza è il suo peso molecolare. Poiché le masse assolute delle molecole sono molto piccole, nei calcoli vengono utilizzate le masse relative. Il peso molecolare di una sostanza è solitamente inteso come il rapporto tra la massa di una molecola di una determinata sostanza e 1/12 della massa di un atomo di carbonio. Di conseguenza, anche le masse degli atomi di elementi chimici vengono confrontate con 1/12 della massa di un atomo di carbonio. Quindi la massa atomica del carbonio è 12, gli altri elementi (arrotondati) idrogeno - 1, ossigeno - 16, azoto - 14. La massa di una molecola di un composto chimico viene determinata sommando le masse atomiche degli elementi che compongono la molecola. Ad esempio, il peso molecolare diossido di carbonio La CO2 è uguale a 12 + 2-16 = 44 (1 atomo di carbonio con massa 12 e 2 atomi di ossigeno con massa 16). Il peso molecolare del metano CH è 12 + 4-1 = 16. Il peso molecolare di alcuni dei gas combustibili più comunemente usati e dei loro prodotti di combustione è riportato nella tabella. 1.1.

Naturalmente gli stati II e III non sono assolutamente stabili e, a causa del movimento termico, possono verificarsi oscillazioni attorno a queste posizioni o addirittura rotazioni. Con l'aumentare della temperatura, aumenta il numero relativo di molecole nella massa di una sostanza che non corrispondono allo stato più stabile, ma non può superare il numero di molecole nello stato fondamentale.

Dalton non ha visto una differenza qualitativa tra semplice e atomi complessi, quindi, non riconosceva due stadi (atomi e molecole) nella struttura della materia. In questo senso l'atomismo di Dalton rappresentava un passo indietro rispetto al concetto elementare-corpuscolare di Lomonosov. Tuttavia, il nucleo razionale dell'atomismo di Dalton era la sua dottrina della massa degli atomi. Credendo giustamente che le masse assolute degli atomi siano estremamente piccole, Dalton propose di determinare le masse atomiche relative. In questo caso, la massa dell'atomo di idrogeno, essendo il più leggero di tutti gli atomi, è stata presa come unità. Pertanto, Dalton fu il primo a definire la massa atomica di un elemento come il rapporto tra la massa di un atomo di un dato elemento e la massa di un atomo di idrogeno. Compilò anche la prima tavola delle masse atomiche di 14 elementi. La dottrina delle masse atomiche di Dalton giocò un ruolo inestimabile nella trasformazione della chimica in una scienza quantitativa e nella scoperta Legge periodica. Ecco perché

È necessario distinguere tra i concetti di massa assoluta di una molecola e di grammomolecola. Quindi, 10 grammi di molecole d'acqua equivalgono a 18 X 10 = 180 g, cioè circa un bicchiere d'acqua, e 10 molecole d'acqua sono una quantità insignificante che non può essere pesata.

Qual è l'equivalente molecolare? Massa di CO2 la massa assoluta di una molecola di CO2, espressa in numeri primi 3. Come è formulata la legge di Avogadro 4. Quale volume occupa una molecola grammaticale di qualsiasi gas in condizioni normali

Sulla base degli esperimenti effettuati, è stata stabilita una chiara relazione tra la massa assoluta delle molecole di amminoacidi diffuse e i loro pesi molecolari.

Vedi le pagine in cui è menzionato il termine Massa assoluta della molecola: Nozioni di base chimica generale Volume 2 Edizione 3 (1973) -- [