Kā aprēķināt atomu masu. Atomu molekulārā zinātne

Atomi ir ļoti maza izmēra un tiem ir ļoti maza masa. Ja mēs izsakām ķīmiskā elementa atoma masu gramos, tad tas būs skaitlis, kura priekšā ir vairāk nekā divdesmit nulles aiz komata. Tāpēc atomu masas mērīšana gramos ir neērta.

Taču, ja par vienību ņemam jebkuru ļoti mazu masu, tad visas pārējās mazās masas var izteikt kā attiecību pret šo vienību. Atomu masas mērvienība tika izvēlēta 1/12 no oglekļa atoma masas.

1/12 no oglekļa atoma masas sauc atomu masas vienība(a.e.m.).

Relatīvā atomu masa ir vērtība, kas vienāda ar konkrēta ķīmiskā elementa atoma reālās masas attiecību pret 1/12 no oglekļa atoma reālās masas. Tas ir bezizmēra lielums, jo ir sadalītas divas masas.

A r = m at. / (1/12)m loka.

Tomēr absolūtā atommasa vienāds ar relatīvo vērtību, un tam ir mērvienība a.m.u.

Tas ir, relatīvā atomu masa parāda, cik reižu konkrēta atoma masa ir lielāka par 1/12 oglekļa atoma. Ja atomam A ir r = 12, tad tā masa ir 12 reizes lielāka par 1/12 no oglekļa atoma masas jeb, citiem vārdiem sakot, tam ir 12 atomu masas vienības. Tas var notikt tikai ar pašu oglekli (C). Ūdeņraža atomam (H) ir A r = 1. Tas nozīmē, ka tā masa ir vienāda ar masu 1/12 no oglekļa atoma masas. Skābekļa (O) relatīvā atomu masa ir 16 amu. Tas nozīmē, ka skābekļa atoms ir 16 reizes masīvāks nekā 1/12 oglekļa atoma, tam ir 16 atomu masas vienības.

Vieglākais elements ir ūdeņradis. Tās masa ir aptuveni vienāda ar 1 amu. Smagāko atomu masa tuvojas 300 amu.

Parasti katram ķīmiskajam elementam tā vērtība ir atomu absolūtā masa, kas izteikta ar a. e.m ir noapaļoti.

Atomu masas vienību vērtības ir ierakstītas periodiskajā tabulā.

Attiecībā uz molekulām tiek izmantots jēdziens relatīvā molekulmasa (Mr). Radinieks molekulmasa parāda, cik reižu molekulas masa ir lielāka par 1/12 no oglekļa atoma masas. Bet, tā kā molekulas masa ir vienāda ar to veidojošo atomu masu summu, relatīvo molekulmasu var atrast, vienkārši saskaitot šo atomu relatīvās masas. Piemēram, ūdens molekula (H 2 O) satur divus ūdeņraža atomus ar A r = 1 un vienu skābekļa atomu ar A r = 16. Tāpēc Mr(H 2 O) = 18.

Vairākām vielām ir nemolekulāra struktūra, piemēram, metāliem. Šādā gadījumā to relatīvā molekulmasa tiek uzskatīta par vienādu ar to relatīvo atommasu.

Ķīmijā svarīgu daudzumu sauc masas daļaķīmiskais elements molekulā vai vielā. Tas parāda, cik lielu daļu relatīvās molekulmasas veido konkrētais elements. Piemēram, ūdenī ūdeņradis veido 2 daļas (jo ir divi atomi), bet skābeklis - 16. Tas ir, ja sajaucat ūdeņradi, kas sver 1 kg, un skābekli, kas sver 8 kg, tie reaģēs bez atlikuma. Ūdeņraža masas daļa ir 2/18 = 1/9, un skābekļa masas daļa ir 16/18 = 8/9.

Relatīvā atomu masa

Elementu atomus raksturo noteikta (tikai raksturīga) masa. Piemēram, H atoma masa ir 1,67 . 10 −23 g, C atoms − 1,995 . 10 −23 g, O atoms − 2,66 . 10-23 gadi

Ir neērti izmantot tik mazas vērtības, tāpēc jēdziens relatīvā atomu masa A r – attiecība pret atoma masu šī elementa uz atommasas vienību (1.6605 . 10–24 g).

Molekula - mazākā daļiņa vielas, kas saglabā ķīmiskās īpašības no šīs vielas. Visas molekulas ir veidotas no atomiem un tāpēc ir arī elektriski neitrālas.

Molekulas sastāvs tiek pārraidīts molekulārā formula, kas atspoguļo arī vielas kvalitatīvo sastāvu (simboli ķīmiskie elementi iekļauts tās molekulā), un tā kvantitatīvais sastāvs (zemāki skaitliskie indeksi, kas atbilst katra elementa atomu skaitam molekulā).

Atomu un molekulu masa

Atomu un molekulu masas mērīšana fizikā un ķīmijā ir pieņemta vienota sistēma mērījumi. Šos daudzumus mēra relatīvās vienībās.

Atomu masas vienība (amu) ir vienāda ar 1/12 masas m oglekļa atoms 12 C ( m viens 12 C atoms ir vienāds ar 1,993 H10 -26 kg).

Elementa relatīvā atommasa (A r) ir bezizmēra lielums, kas vienāds ar attiecību vidējais svars elementa atoms līdz 1/12 no 12 C atoma masas Aprēķinot relatīvo atomu masu, ņem vērā elementa izotopu sastāvu. Daudzumi A r noteikts saskaņā ar tabulu D.I. Mendeļejevs

Absolūtā atommasa (m) vienāds ar relatīvo atommasu, kas reizināta ar 1 amu. Piemēram, ūdeņraža atomam absolūto masu definē šādi:

m(H) = 1,008 × 1,661 × 10 -27 kg = 1,674 × 10 –27 kg

Savienojuma relatīvā molekulmasa (Mr) ir bezizmēra lielums, kas vienāds ar masas attiecību m vielas molekulas, kas atbilst 1/12 no 12 C atoma masas:

Relatīvā molekulmasa ir vienāda ar molekulu veidojošo atomu relatīvo masu summu. Piemēram:

M r(C2H6) = 2H A r(C) + 6H A r(H) = 2H12 + 6 = 30.

Molekulas absolūtā masa ir vienāda ar relatīvo molekulmasu, kas reizināta ar 1 amu.

2. Kāda ir ekvivalenta molārā masa?

con ekvivalenti Rihters atklāja 1791. gadā. Elementu atomi mijiedarbojas viens ar otru stingri noteiktās attiecībās - ekvivalentos.

SI ekvivalents ir daļiņas X 1/z daļa (imaginārā). X ir atoms, molekula, jons utt. Z – vienāds ar skaitli protoni, kurus daļiņa X saistās vai ziedo (neitralizācijas ekvivalents), vai elektronu skaits, ko daļiņa X dod vai pieņem (oksidācijas-reducēšanas ekvivalents), vai jona X lādiņš (jonu ekvivalents).

Ekvivalenta molārā masa, izmērs – g/mol, ir daļiņas X molārās masas attiecība pret skaitli Z.

Piemēram, elementa ekvivalenta molāro masu nosaka elementa molārās masas attiecība pret tā valenci.

Ekvivalentu likums: Reaģējošo vielu masas ir saistītas viena ar otru kā to ekvivalentu molārās masas.

Matemātiskā izteiksme

kur m 1 un m 2 ir reaģentu masas,

To ekvivalentu molmasas.

Ja vielas reaģējošo daļu raksturo nevis masa, bet tilpums V(x), tad ekvivalentu likuma izteiksmē tās ekvivalenta molārā masa tiek aizstāta ar ekvivalenta molāro tilpumu.

3. Kādi ir ķīmijas pamatlikumi?

Ķīmijas pamatlikumi. Masas un enerģijas nezūdamības likumu formulēja M. V. Lomonosovs 1748. gadā. Iesaistīto vielu masa ķīmiskās reakcijas nemainās. 1905. gadā Einšteins ticēja attiecībām starp enerģiju un masu

E=m×c 2, s=3×10 8 m/s

Masa un enerģija ir matērijas īpašības. Masa ir enerģijas mērs. Enerģija ir kustības mērs, tāpēc tie nav līdzvērtīgi un nepārveidojas viens otrā, tomēr ikreiz, kad mainās ķermeņa enerģija E, tā masa mainās m. Kodolķīmijā notiek būtiskas masas izmaiņas.

No atomu molekulārās teorijas viedokļa atomi ar nemainīgu masu nepazūd un nerodas no nekā, tas noved pie vielu masas saglabāšanas. Likums ir pierādīts eksperimentāli. Pamatojoties uz šo likumu, tie tiek sastādīti ķīmiskie vienādojumi. Kvantitatīvos aprēķinus, izmantojot reakciju vienādojumus, sauc par stehiometriskajiem aprēķiniem. Visi kvantitatīvie aprēķini ir balstīti uz masas saglabāšanas likumu, un tādējādi ražošanu var plānot un kontrolēt.

4. Kādas ir galvenās neorganisko savienojumu klases? Sniedziet definīciju, sniedziet piemērus.

Vienkāršas vielas. Molekulas veido viena tipa atomi (viena un tā paša elementa atomi). Ķīmiskās reakcijās tie nevar sadalīties, veidojot citas vielas.

Sarežģītas vielas (vai ķīmiskie savienojumi). Molekulas sastāv no atomiem dažādi veidi(dažādu ķīmisko elementu atomi). Ķīmiskajās reakcijās tie sadalās, veidojot vairākas citas vielas.

Starp metāliem un nemetāliem nav asas robežas, jo Ir vienkāršas vielas, kurām ir divas īpašības.

5. Kādi ir galvenie ķīmisko reakciju veidi?

Ir ļoti daudz dažādu ķīmisko reakciju un vairāki veidi, kā tās klasificēt. Visbiežāk ķīmiskās reakcijas klasificē pēc reaģentu un reakcijas produktu skaita un sastāva. Saskaņā ar šo klasifikāciju izšķir četrus ķīmisko reakciju veidus - tās ir savienošanās, sadalīšanās, aizstāšanas un apmaiņas reakcijas.

Saliktā reakcija ir reakcija, kurā reaģenti ir divas vai vairākas vienkāršas vai sarežģītas vielas, un produkts ir viens savienojums. Saliktu reakciju piemēri:

Oksīdu veidošanās no vienkāršas vielas- C + O 2 = CO 2, 2Mg + O 2 = 2MgO

Metāla mijiedarbība ar nemetālu un sāls veidošanās - 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Oksīda mijiedarbība ar ūdeni - CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

Sadalīšanās reakcija ir reakcija, kurā reaģents ir viena sarežģīta viela, bet produkts ir divas vai vairākas vienkāršas vai sarežģītas vielas. Visbiežāk sadalīšanās reakcijas notiek karsējot. Sadalīšanās reakciju piemēri:

Krīta sadalīšanās karsējot: CaCO 3 = CaO + CO 2

Ūdens sadalīšanās reibumā elektriskā strāva: 2H2O = 2H2+O2

Dzīvsudraba oksīda sadalīšanās karsējot - 2HgO = 2Hg + O 2

Aizvietošanas reakcija ir reakcija, kurā reaģenti ir vienkāršas un sarežģītas vielas, un produkti arī ir vienkāršas un sarežģītas vielas, bet viena no elementa atomi kompleksajā vielā tiek aizstāti ar vienkāršā reaģenta atomiem. Piemēri:

Ūdeņraža aizstāšana skābēs - Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Metāla nobīde no sāls - Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Sārmu veidošanās - 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Apmaiņas reakcija- šī ir reakcija, kuras reaģenti un produkti reakcijas laikā ir divas sarežģītas vielas, reaģenti apmainās ar savām sastāvdaļas, kā rezultātā veidojas citas sarežģītas vielas. Piemēri:

Sāls mijiedarbība ar skābi: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Divu sāļu mijiedarbība: 2K 3 PO 4 + 3MgSO 4 = Mg 3 (PO 4) 2 + 3K 2 SO 4

Ir ķīmiskas reakcijas, kuras nevar klasificēt nevienā no uzskaitītajiem veidiem.

6. Kas, kad un ar kādiem eksperimentiem atklāja atoma kodolu un izveidoja atoma kodolmodeli?

Atomu kodolmodelis. Vienu no pirmajiem atoma uzbūves modeļiem ierosināja angļu fiziķis E. Rezerfords. Eksperimentos par alfa daļiņu izkliedi tika parādīts, ka gandrīz visa atoma masa ir koncentrēta ļoti mazā tilpumā - pozitīvi lādētā kodolā. Saskaņā ar Rutherforda modeli elektroni nepārtraukti pārvietojas ap kodolu salīdzinoši lielā attālumā, un to skaits ir tāds, ka kopumā atoms ir elektriski neitrāls. Vēlāk elektronu ieskauta smagā kodola klātbūtni atomā apstiprināja citi zinātnieki. 

Pirmais mēģinājums izveidot atoma modeli, pamatojoties uz uzkrātajiem eksperimentālajiem datiem (1903), pieder J. Tomsonam. Viņš uzskatīja, ka atoms ir elektriski neitrāla sfēriska sistēma, kuras rādiuss ir aptuveni 10–10 m. Atoma pozitīvais lādiņš ir vienmērīgi sadalīts visā lodītes tilpumā, un tā iekšpusē atrodas negatīvi lādēti elektroni. 6.1.1). Lai izskaidrotu atomu līniju emisijas spektrus, Tomsons mēģināja noteikt elektronu atrašanās vietu atomā un aprēķināt to vibrāciju frekvences ap līdzsvara pozīcijām. Tomēr šie mēģinājumi bija neveiksmīgi. Dažus gadus vēlāk izcilā angļu fiziķa E. Rezerforda eksperimentos tika pierādīts, ka Tomsona modelis ir nepareizs. 7. Ko jaunu N. Bors ieviesa atoma jēdzienā? Dodiet kopsavilkums

Bora postulāti, kas piemēroti ūdeņraža atomam.

Bora teorija par ūdeņraža atomu

Sekojot Bora teorijai par ūdeņraža atomu, Sommerfelds ierosināja tādu kvantēšanas noteikumu, ka, piemērojot ūdeņraža atomam, Bora modelis nav pretrunā ar de Broglie postulēto elektrona viļņu raksturu. Atvasiniet ūdeņraža atoma enerģijas līmeņu izteiksmi, izmantojot Sommerfelda likumu, saskaņā ar kuru atļautās elektronu orbitāles ir apļi, kuru garums ir elektronu viļņa garuma reizinājums. Tā kā kvantu skaitļi I, m un neko neveicina elektroniskā stāvokļa enerģijā, visi iespējamie stāvokļi dotajā radiālajā līmenī ir enerģētiski vienādi. Tas nozīmē, ka spektrā tiks novērotas tikai atsevišķas līnijas, kā prognozēja Bors. Tomēr ir labi zināms, ka ūdeņraža spektrā ir smalka struktūra, kuras izpēte bija stimuls Bora-Sommerfelda teorijas izstrādei par ūdeņraža atomu. Ir skaidrs, ka vienkārša forma Viļņu vienādojums ne visai adekvāti apraksta ūdeņraža atomu, un tādējādi mēs atrodamies pozīcijā, tikai nedaudz labāk par to

, kad viņi paļāvās uz Bora atoma modeli.  n, sekundārā (orbitālā) - l, magnētiskais - m l un griezt - m s?

Kvants jauni numuri.

1. Galvenais kvantu skaitlis, n– pieņem veselus skaitļus no 1 līdz ¥ (n=1 2 3 4 5 6 7...) vai alfabētiskās vērtības (K L M N O P Q).

maksimālā vērtība n atbilst enerģijas līmeņu skaitam atomā un atbilst perioda skaitlim tabulā D.I. Mendeļejevs, raksturo elektrona enerģētisko vērtību un orbitāles izmēru. Elementam ar n=3 ir 3 enerģijas līmeņi, tas atrodas trešajā periodā, un tam ir lielāks elektronu mākoņa izmērs un enerģija nekā elementam ar n=1.

2. Orbitālais kvantu skaitlis lņem vērtības atkarībā no galvenā kvantu skaitļa, un tam ir atbilstošas ​​burtu vērtības.

l=0, 1, 2, 3… n-1

l – raksturo orbitāļu formu:

Orbitāles ar tādu pašu vērtību n, deguns dažādas nozīmes l Tie nedaudz atšķiras pēc enerģijas, t.i., līmeņi ir sadalīti apakšlīmeņos.

Iespējamo apakšlīmeņu skaits ir vienāds ar galveno kvantu skaitli.

3. Magnētiskais kvantu skaitlis m lņem vērtības no -l,…0…,+l.

Numurs iespējamās vērtības Magnētiskais kvantu skaitlis nosaka noteiktā tipa orbitāļu skaitu. Katrā līmenī var būt tikai:

viens s ir orbitāle, jo m l=0 pie l=0

trīs p – orbitāles, m l= -1 0 +1, ar l=1

piecas d orbitāles m l=-2 –1 0 +1 +2, ar l=2

septiņas f orbitāles.

Magnētiskais kvantu skaitlis nosaka orbitāļu orientāciju telpā.

4. Pagrieziena kvantu skaitlis (spin), m s.

Spin raksturo elektrona magnētisko momentu, ko izraisa elektrona griešanās ap savu asi pulksteņrādītāja virzienā un pretēji pulksteņrādītāja virzienam.

Apzīmējot elektronu ar bultiņu un orbitāli ar domuzīmi vai lodziņu, varat parādīt

Noteikumi, kas raksturo orbitāļu piepildīšanas kārtību.

Pauli princips:

ll n 2, un līmeņos - 2n 2

n+l), ja vienāds, ar n- mazākais.

Hunda likums

9. Kā Bora teorija izskaidro atomu spektru izcelsmi un līniju struktūru?

N. Bora teorija tika ierosināta 1913. gadā, tajā tika izmantots Raterforda planētu modelis un Planka-Einšteina kvantu teorija. Planks uzskatīja, ka līdzās matērijas dalāmības robežai – atomam, pastāv arī enerģijas dalāmības robeža – kvants. Atomi neizstaro enerģiju nepārtraukti, bet noteiktās kvantu daļās

N.Bora pirmais postulāts: ir stingri noteiktas atļautās, tā sauktās stacionārās orbītas; uz kuras elektrons neuzsūc un neizstaro enerģiju. Ir tikai tās orbītas, kurām ir atļauts leņķiskais impulss vienāds ar produktu m e ×V×r, var mainīties noteiktās porcijās (kvantos), t.i. kvantificēts.

Atoma stāvokli ar n=1 sauc par normālu, ar n=2,3... - ierosinātu.

Elektrona ātrums samazinās, palielinoties rādiusam, un palielinās kinētiskā un kopējā enerģija.

Bora otrais postulāts: Pārejot no vienas orbītas uz otru, elektrons absorbē vai izstaro enerģijas kvantu.

E tālu -E tuvumā =h × V. E=-21,76×10 -19 /n 2 J/atom=-1310 kJ/mol.

Šāda enerģija ir jāiztērē, lai elektronu ūdeņraža atomā pārnestu no pirmās Bora orbītas (n=1) uz bezgalīgi tālu, t.i. noņemt elektronu no atoma, pārvēršot to par pozitīvi lādētu jonu.

Bora kvantu teorija izskaidroja ūdeņraža atomu spektra līniju raksturu.

Trūkumi:

1. Tiek postulēts, ka elektrons paliek tikai stacionārās orbītās, kā šajā gadījumā notiek elektronu pāreja?

2. Nav izskaidrotas visas spektru detaļas, to biezums ir atšķirīgs.

Ko atomā sauc par enerģijas līmeni un enerģijas apakšlīmeni?

Numurs enerģiju līmeņi atoms vienāds ar tā perioda numuru, kurā tas atrodas. Piemēram, kālijam (K), ceturtā perioda elementam, ir 4 enerģijas līmeņi(n = 4). Enerģijas apakšlīmenis- orbitāļu kopa ar vienādām galvenajām un orbitālo kvantu skaitļu vērtībām.

11. Kāda forma tiem ir? s-, p- Un d- elektroniskie mākoņi.

Ķīmisko reakciju laikā atomu kodoli paliek nemainīgi, mainās tikai elektronu apvalku struktūra, pateicoties elektronu pārdalei starp atomiem. Atomu spēja ziedot vai iegūt elektronus nosaka to ķīmiskās īpašības.

Elektronam ir duāls (daļiņu viļņu) raksturs. Pateicoties to viļņu īpašībām, elektroniem atomā var būt tikai stingri noteiktas enerģijas vērtības, kas ir atkarīgas no attāluma līdz kodolam. Elektroni ar līdzīgām enerģijas vērtībām veido enerģijas līmeni. Tas satur stingri noteiktu elektronu skaitu - ne vairāk kā 2n 2. Enerģijas līmeņus iedala s-, p-, d- un f-apakšlīmenī; to skaits ir vienāds ar līmeņa numuru.

Elektronu kvantu skaitļi

Katra elektrona stāvokli atomā parasti apraksta, izmantojot četrus kvantu skaitļus: galveno (n), orbitālo (l), magnētisko (m) un spinu (s). Pirmie trīs raksturo elektrona kustību telpā, bet ceturtais - ap savu asi.

Galvenais kvantu skaitlis(n). Nosaka elektrona enerģijas līmeni, līmeņa attālumu no kodola un elektronu mākoņa izmēru. Pieņem veselu skaitļu vērtības (n = 1, 2, 3...) un atbilst perioda numuram. No jebkura elementa periodiskās tabulas pēc perioda numura jūs varat noteikt atoma enerģijas līmeņu skaitu un to, kurš enerģijas līmenis ir ārējais.

Elements kadmijs Cd atrodas piektajā periodā, kas nozīmē n = 5. Tā atomā elektroni ir sadalīti piecos enerģijas līmeņos (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); piektais līmenis būs ārējs (n = 5).

Orbitālais kvantu skaitlis(l) raksturo orbitāles ģeometrisko formu. Pieņem veselu skaitļu vērtību no 0 līdz (n - 1). Neatkarīgi no enerģijas līmeņa skaitļa katra orbitālā kvantu skaitļa vērtība atbilst īpašas formas orbitālei. Orbitāļu kopu ar vienādām n vērtībām sauc par enerģijas līmeni, un orbitāļu kopu ar vienādu n un l sauc par apakšlīmeni.

l=0 s- apakšlīmenis, s- orbitāle – orbitālā sfēra

l=1 p- apakšlīmenis, p- orbitāle – hanteles orbitāle

l=2 d- apakšlīmenis, d- orbitāle – sarežģītas formas orbitāle

f-sublevel, f-orbital – vēl sarežģītākas formas orbitāle

Pirmajā enerģijas līmenī (n = 1) orbitālais kvantu skaitlis l iegūst vienu vērtību l = (n - 1) = 0. Dzīvotnes forma ir sfēriska; Pirmajā enerģijas līmenī ir tikai viens apakšlīmenis - 1s. Otrajam enerģijas līmenim (n = 2) orbitālajam kvantu skaitlim var būt divas vērtības: l = 0, s-orbitāle - sfēra lielāks izmērs, nekā pirmajā enerģijas līmenī; l = 1, p- orbitāle - hantele. Tādējādi otrajā enerģijas līmenī ir divi apakšlīmeņi - 2s un 2p. Trešajam enerģijas līmenim (n = 3) orbitālajam kvantu skaitlim l ir trīs vērtības: l = 0, s-orbitāle ir lielāka sfēra nekā otrajā enerģijas līmenī; l = 1, p-orbitāla - hantele, kas ir lielāka nekā otrajā enerģijas līmenī; l = 2, d ir sarežģītas formas orbitāle.

Tādējādi trešajā enerģijas līmenī var būt trīs enerģijas apakšlīmeņi - 3s, 3p un 3d.

12. Sniedziet Pauli principa un Hunda noteikuma formulējumu.

Pauli princips: atomam nevar būt divi vai vairāki elektroni ar vienādu visu četru kvantu skaitļu kopu. No kā izriet, ka vienā orbitālē var būt divi elektroni ar pretēji vērstiem spiniem.

Maksimālais iespējamais elektronu skaits:

s - apakšlīmenī - viena orbitāle - 2 elektroni, t.i. s2;

uz p- – - trīs orbitāles – 6 elektroni, t.i. 6. lpp.;

uz d - – - piecas orbitāles – 10 elektroni, t.i. d 10;

uz f- –– - septiņām orbitālēm – 14 elektroni, t.i. f 14.

Orbitāļu skaitu apakšlīmeņos nosaka 2 l+1, un elektronu skaits uz tiem būs 2×(2 l+1), orbitāļu skaits apakšlīmeņos ir vienāds ar galvenā kvantu skaitļa kvadrātu n 2, un līmeņos - 2n 2, Tas. elementu periodiskās tabulas pirmajā periodā var būt ne vairāk kā 2 elementi, otrajā - 8, trešajā - 18 elementi, ceturtajā - 32.

Saskaņā ar M. V. Klečkovska I un II noteikumiem orbitāļu piepildīšana notiek summas palielināšanas secībā ( n+l), ja vienāds, ar n- mazākais.

Elektroniskās formulas ir rakstīti šādi:

1. Enerģijas līmeņa skaitlis ir norādīts skaitliskā koeficienta veidā.

2. Dodiet apakšlīmeņa burtu apzīmējumus.

3. Elektronu skaits noteiktā enerģijas apakšlīmenī ir norādīts kā eksponents, un visi noteiktā apakšlīmeņa elektroni tiek summēti.

Elektronu izvietojums noteiktā apakšlīmenī ir pakļauts Hunda likums: noteiktā apakšlīmenī elektroniem ir tendence aizņemt maksimālo brīvo orbitāļu skaitu, lai kopējais spins būtu maksimāls.

13. Sniedziet Klečkovska noteikumu formulējumu. Kā viņi nosaka AO aizpildīšanas procedūru?

Saskaņā ar M. V. Klečkovska I un II noteikumiem orbitāļu piepildīšana notiek summas palielināšanas secībā ( n+l), ja vienāds, ar n- mazākais.

Elektroniskās formulas raksta šādi:

1. Enerģijas līmeņa skaitlis ir norādīts skaitliskā koeficienta veidā.

2. Dodiet apakšlīmeņa burtu apzīmējumus.

3. Elektronu skaits noteiktā enerģijas apakšlīmenī ir norādīts kā eksponents, un visi noteiktā apakšlīmeņa elektroni tiek summēti.

14. Ko sauc par jonizācijas enerģiju, elektronu afinitāti, elektronegativitāti un kādās vienībās tās mēra?

Atomu īpašības . Elementa ķīmisko raksturu nosaka tā atoma spēja zaudēt vai iegūt elektronus. Šo spēju var izmērīt jonizācijas enerģija atoms un tā elektronu afinitāte.

Jonizācijas enerģija ir enerģija, kas jāiztērē, lai noņemtu elektronu no atoma (jona vai molekulas). To izsaka džoulos vai elektronvoltos. 1 EV = 1,6 × 10–19 J.

Jonizācijas enerģija I ir atoma reducējošās jaudas mērs. Jo mazāks ir I, jo lielāka ir atoma reducējošā jauda.

Zemākās vērtības Man ir pirmās grupas elementi. Vērtības I 2 tiem strauji palielinās. Līdzīgi II grupas s elementiem I 3 strauji palielinās.

Lielākās vērtības VIII grupas p-elementiem ir I 1. Šo jonizācijas enerģijas pieaugumu, pārejot no I grupas s elementiem uz VIII grupas p elementiem, izraisa kodola efektīvā lādiņa palielināšanās.

Elektronu afinitāte ir enerģija, kas izdalās, kad elektrons pievienojas atomam (jonam vai molekulai). Izteikts arī J vai eV. Var teikt, ka elektronu afinitāte ir daļiņu oksidēšanas spējas mērs. Uzticamas E vērtības ir atrastas tikai nelielam skaitam elementu.

VII grupas p-elementiem (halogēniem) ir vislielākā afinitāte pret elektroniem, jo, pievienojot neitrālam atomam vienu elektronu, tie iegūst pilnu elektronu oktetu.

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

Mazākais un vienmērīgs negatīvas vērtības E ir atomi ar konfigurāciju s 2 un s 2 p 6 vai daļēji aizpildītu p-apakšlīmeni.

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

Turpmāko elektronu pievienošana nav iespējama. Tādējādi daudzkārt uzlādēti anjoni O 2-, N 3- nepastāv.

Elektronegativitāte ir kvantitatīvs raksturlielums molekulas atoma spējai piesaistīt sev elektronus. Šī spēja ir atkarīga no I un E. Saskaņā ar Mullikenu: EO = (I+E)/2.

Elementu elektronegativitātes palielinās pa periodiem un samazinās pa grupām.

No kuriem molekula sastāv, un atrodiet to relatīvās atomu masas periodiskā tabulaķīmiskie elementi. Ja viens atoms parādās n reizes, reiziniet to masušim numuram. Pēc tam pievienojiet atrastās vērtības un iegūstiet molekulāro vērtību masu dots vielas, kas ir vienāds ar tā molāro masu g/mol. Atrast masu viens , sadalot molāru masu vielas M uz Avogadro konstanti NА=6,022∙10^23 1/mol, m0=M/NA.

Piemērs Atrast masu viens molekulasūdens. Ūdens molekula (H2O) sastāv no diviem ūdeņraža atomiem un viena skābekļa atoma. Ūdeņraža relatīvā atommasa ir 1, diviem atomiem iegūstam skaitli 2, un skābekļa atommasa ir 16. Tad ūdens molārā masa būs 2+16=18 g/mol. Definējiet masu viens molekulas: m0=18/(6,022^23)≈3∙10^(-23) g.

Masa molekulas var aprēķināt, ja ir zināms molekulu skaits noteiktā vielā. Lai to izdarītu, sadaliet kopējo summu masu vielas m pēc daļiņu skaita N (m0=m/N). Piemēram, ja ir zināms, ka 240 g vielas satur 6∙10^24 molekulas, tad vienas masas molekulas būs m0=240/(6∙10^24)=4∙10^(-23) g.

Definējiet masu viens molekulas vielas ar pietiekamu precizitāti, uzzinot skaitu un neitronus, kas nonāk tā atomu kodolos, no kuriem tas sastāv. Masa elektronu apvalks un masas defekts šajā gadījumā ir jāņem vērā. Piemēram, ja ir zināms, ka molekula sastāv no diviem skābekļa atomiem, kāda ir tās masa? Skābekļa atoma kodols satur 8 protonus un 8 neitronus. Kopējais daudzums nukleoni 8+8=16. Tad atoma masa ir 16∙1,67∙10^(-24)=2,672∙10^(-23) g Tā kā molekula sastāv no diviem atomiem, tās masa ir 2∙2,672∙10^(-23)=. 5,344 ∙10^(-23) g.

Jūs varat aprēķināt jebkuras molekulas masu, zinot tās ķīmisko formulu. Piemēram, aprēķināsim spirta molekulas relatīvo molekulmasu.

Jums būs nepieciešams

• Periodiskā tabula

Norādījumi

Apsveriet molekulas ķīmisko formulu. Nosakiet, kuri ķīmisko elementu atomi ir iekļauti tā sastāvā.

Alkohola formula ir C2H5OH. Spirta molekula satur 2 atomus, 6 ūdeņraža atomus un 1 skābekļa atomu.

Ja molekulas masa ir gramos, nevis atomu masas vienībās, atcerieties, ka viena atomu masas vienība ir 1/12 oglekļa atoma masa. Skaitliski 1 a.u.u. = 1,66*10^-27 kg.

Tad spirta molekulas masa ir 46*1,66*10^-27 kg = 7,636*10^-26 kg.

Lūdzu, ņemiet vērā

IN periodiskā tabula Mendeļejeva ķīmiskie elementi ir sakārtoti atomu masas pieauguma secībā. Eksperimentālās metodes molekulmasas noteikšanai ir izstrādātas galvenokārt vielu šķīdumiem un gāzēm. Ir arī masas spektrometrijas metode. Polimēriem molekulmasas jēdzienam ir liela praktiska nozīme. Polimēri ir vielas, kas sastāv no atkārtotām atomu grupām, taču šo grupu skaits nav vienāds, tāpēc polimēriem pastāv vidējās molekulmasas jēdziens. Autors vidēji molekulmasa var norādīt uz vielas polimerizācijas pakāpi.

Noderīgs padoms

Molekulmasa ir svarīgs lielums fiziķiem un ķīmiķiem. Zinot vielas molekulmasu, jūs varat nekavējoties noteikt gāzes blīvumu, noskaidrot vielas molaritāti šķīdumā un noteikt vielas sastāvu un formulu.

Avoti:

• Molekulmasa
• kā aprēķināt molekulas masu

Molekulmasa ir molekulmasa, ko var saukt arī par molekulas masas vērtību. Molekulmasa ir izteikta atomu masas vienībās. Ja mēs analizējam molekulmasas vērtību daļās, izrādās, ka visu molekulu veidojošo atomu masu summa atspoguļo tās molekulmasu masu. Ja mēs runājam par masas mērvienībām, tad pārsvarā visi mērījumi tiek veikti gramos.

Norādījumi

Pati molekulmasa ir saistīta ar molekulas jēdzienu. Bet nevar teikt, ka šo nosacījumu var attiecināt tikai uz tiem, kur molekula, piemēram, ūdeņradis, atrodas atsevišķi. Gadījumos, kad molekulas neatrodas atsevišķi no pārējām, bet ciešā savstarpējā saistībā, ir spēkā arī visi iepriekš minētie nosacījumi un definīcijas.

Lai sāktu, lai noteiktu masu ūdeņradis, jums būs nepieciešams -, kas satur ūdeņradi un no kura to var viegli izolēt. Tas var būt sava veida spirta šķīdums vai cits maisījums, kura dažas sastāvdaļas noteiktos apstākļos maina stāvokli un viegli atbrīvo šķīdumu no tā klātbūtnes. Atrodiet risinājumu, no kura, izmantojot siltumu, varat iztvaikot nepieciešamās vai nevajadzīgās vielas. Tas ir visvairāk viegls veids. Tagad izlemiet, vai iztvaicēsiet vielu, kas jums nav vajadzīga, vai arī tā būs ūdeņradis, molekulāra masu kuru plānojat izmērīt. Ja nevajadzīga viela iztvaiko, tas ir labi, ja vien tā nav toksiska. vēlamās vielas iztvaikošanas gadījumā ir nepieciešams aprīkojums, lai visa iztvaikošana tiktu saglabāta kolbā.

Kad esat atdalījis no kompozīcijas visu nevajadzīgo, sāciet mērīt. Šim nolūkam jums ir piemērots Avogadro numurs. Ar tās palīdzību jūs varat aprēķināt relatīvo atomu un molekulāro vērtību masu ūdeņradis. Atrodiet visas nepieciešamās iespējas ūdeņradis kas atrodas jebkurā tabulā, nosaka iegūtās gāzes blīvumu, jo tas noderēs kādai no formulām. Pēc tam nomainiet visus iegūtos rezultātus un, ja nepieciešams, mainiet mērvienību uz , kā minēts iepriekš.

Molekulmasas jēdziens ir visatbilstošākais, kad runa ir par polimēriem. Tieši viņiem ir svarīgāk ieviest vidējās molekulmasas jēdzienu, ņemot vērā to sastāvā iekļauto molekulu neviendabīgumu. Arī pēc vidējās molekulmasas var spriest, cik augsta ir konkrētas vielas polimerizācijas pakāpe.

Video par tēmu

Svars vielas tiek atrasts, izmantojot ierīci, ko sauc par svariem. Varat arī aprēķināt masuķermeņi, ja zināms daudzums vielas un tā molārā masa vai blīvums un tilpums. Tīra daudzums vielas var atrast pēc tās masas vai tajā esošo molekulu skaita.

Lai izmērītu atoma masu, tiek izmantota relatīvā atomu masa, kas izteikta atomu masas vienībās (a.m.u.). Relatīvo molekulmasu veido vielu relatīvās atomu masas.

Jēdzieni

Lai saprastu, kāda ir relatīvā atomu masa ķīmijā, jums vajadzētu saprast, ka atoma absolūtā masa ir pārāk maza, lai to izteiktu gramos, daudz mazāk kilogramos. Tāpēc mūsdienu ķīmijā 1/12 no oglekļa masas tiek ņemta par atomu masas vienību (amu). Relatīvā atomu masa ir vienāda ar absolūtās masas attiecību pret 1/12 no oglekļa absolūtās masas. Citiem vārdiem sakot, relatīvā masa atspoguļo to, cik reižu konkrētas vielas atoma masa pārsniedz 1/12 no oglekļa atoma masas. Piemēram, slāpekļa relatīvā masa ir 14, t.i. Slāpekļa atoms satur 14 a. e.m vai 14 reizes vairāk nekā 1/12 oglekļa atoma.

Rīsi. 1. Atomi un molekulas.

Starp visiem elementiem ūdeņradis ir vieglākais, tā masa ir 1 vienība. Smagāko atomu masa ir 300 a. e.m.

Molekulmasa ir vērtība, kas norāda, cik reižu molekulas masa pārsniedz 1/12 no oglekļa masas. Izteikts arī a. e.m. Molekulas masu veido atomu masa, tāpēc, lai aprēķinātu relatīvo molekulmasu, ir jāsaskaita vielas atomu masas. Piemēram, ūdens relatīvā molekulmasa ir 18. Šī vērtība ir divu ūdeņraža atomu (2) un viena skābekļa atoma (16) relatīvo atomu masu summa.

Rīsi. 2. Ogleklis periodiskajā tabulā.

Kā redzat, šiem diviem jēdzieniem ir vairākas kopīgas iezīmes:

• vielas relatīvās atomu un molekulmasas ir bezizmēra lielumi;
• relatīvā atommasa ir apzīmēta ar Ar, molekulmasa - Mr;
• Mērvienība abos gadījumos ir vienāda - a. e.m.

Molārās un molekulmasas skaitliski ir vienādas, taču atšķiras pēc izmēriem. Molmasa ir vielas masas attiecība pret molu skaitu. Tas atspoguļo viena mola masu, kas ir vienāda ar Avogadro skaitli, t.i. 6.02 ⋅ 10 23 . Piemēram, 1 mols ūdens sver 18 g/mol, un M r (H 2 O) = 18 a. e.m (18 reizes smagāks par vienu atommasas vienību).

Kā aprēķināt

Lai matemātiski izteiktu relatīvo atomu masu, jānosaka, ka 1/2 daļa oglekļa vai viena atomu masas vienība ir vienāda ar 1,66⋅10 −24 g. Tāpēc relatīvās atommasas formula ir šāda:

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10–24,

kur m a ir vielas absolūtā atommasa.

Ķīmisko elementu relatīvā atommasa ir norādīta periodiskajā tabulā, tāpēc, risinot uzdevumus, tā nav jāaprēķina pašam. Relatīvās atomu masas parasti tiek noapaļotas līdz veseliem skaitļiem. Izņēmums ir hlors. Tās atomu masa ir 35,5.

Jāņem vērā, ka, aprēķinot to elementu relatīvo atommasu, kuriem ir izotopi, tiek ņemta vērā to vidējā vērtība. Atomu masu šajā gadījumā aprēķina šādi:

A r = ΣA r,i n i ,

kur A r,i ir izotopu relatīvā atommasa, n i ir izotopu saturs dabiskos maisījumos.

Piemēram, skābeklim ir trīs izotopi - 16 O, 17 O, 18 O. To relatīvā masa ir 15,995, 16,999, 17,999, un to saturs dabīgajos maisījumos ir attiecīgi 99,759%, 0,037%, 0,204%. Dalot procentus ar 100 un aizstājot vērtības, iegūstam:

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

Atsaucoties uz periodisko tabulu, šo vērtību ir viegli atrast skābekļa šūnā.

Rīsi. 3. Periodiskā tabula.

Relatīvā molekulmasa ir vielas atomu masu summa:

Nosakot relatīvās molekulmasas vērtību, tiek ņemti vērā simbolu indeksi. Piemēram, H 2 CO 3 masas aprēķins ir šāds:

M r = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 a. e.m.

Zinot relatīvo molekulmasu, ir iespējams aprēķināt vienas gāzes relatīvo blīvumu no otrās, t.i. noteikt, cik reižu viena gāzveida viela ir smagāka par otro. Lai to izdarītu, izmantojiet vienādojumu D (y) x = M r (x) / M r (y).

Ko mēs esam iemācījušies?

No 8. klases stundas uzzinājām par relatīvo atomu un molekulmasu. Relatīvās atommasas mērvienība ir 1/12 no oglekļa masas, kas vienāda ar 1,66⋅10 −24 g Lai aprēķinātu masu, vielas absolūtā atommasa ir jāsadala ar atomu masas vienību (amu). Relatīvās atommasas vērtība ir norādīta Mendeļejeva periodiskajā tabulā katrā elementa šūnā. Vielas molekulmasa ir elementu relatīvo atomu masu summa.

Tests par tēmu

Ziņojuma izvērtēšana

Vidējais vērtējums: 4.6. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 190.

     Vielas B molekulas absolūto masu var aprēķināt, izmantojot vienādojumu  

Atomu un molekulu absolūtās masas. Atommasas vienība. Relatīvā atomu masa. Relatīvā molekulmasa un tās aprēķins. 

5. uzdevums. Noteikt ūdens molekulas absolūto masu (gm). 

Molekulu absolūtās masas var viegli aizstāt, izmantojot relatīvās molekulmasas (skat., 3, I nodaļu). Pirmās gāzes molekulmasa ir 

Aprēķināt vienas Br3, Oj, NH3, H2SO4, H2O, I2 molekulas absolūto masu. 

Pamatojoties uz molāro masu un Avogadro skaitli, atomu un molekulu absolūtās masas var aprēķināt, izmantojot šādu formulu: 

     Atbilde Ūdens molekulas absolūtā masa ir vienāda ar 3X X 10-" g = 3-10- kg. 

Molekulu skaits vienā vielas molā, ko sauc par Avogadro skaitli, Nf = 6,0240-Yu. Sadalot jebkuras vielas viena mola masu ar Avogadro skaitli, mēs iegūstam molekulas absolūto masu gramos. Piemēram, molekulas masa Hg ir 2,016 6,02-10 = 3,35-10" g. Atoma absolūto masu aprēķina līdzīgi. Molekulu diametrs ir aptuveni no viena līdz desmitiem angstremu (1 A = 10" cm) . 

Atkarībā no vienības šūnas izmēra un formas, kā arī iespējamie izmēri un molekulas simetrija izšķir jautājumu - cik molekulu var ietilpt noteiktā vienību šūnā. Risinot šo jautājumu, vienmēr jāņem vērā noteikums, ka molekulas ir cieši iepakotas kristālā, tas ir, vienas molekulas izvirzījumi iekļaujas citas molekulas padziļinājumos utt. (16. att.). Tādējādi vienības šūnas forma bieži vien ļauj spriest vispārējā forma molekulas. Molekulas absolūto masu (no kuras ir viegli aprēķināt molekulmasu), pamatojoties uz rentgenstaru difrakcijas datiem, nosaka šādi  

Zinot Avogadro skaitli, ir viegli atrast jebkuras vielas daļiņas absolūto masu. Patiešām, vielas molekulas (atoma) masa gramos ir vienāda ar molāro masu, kas dalīta ar Avogadro skaitli. Piemēram, ūdeņraža atoma absolūtā masa (ūdeņraža atomu molārā masa ir 1,008 g/mol) ir aptuveni tikpat reižu mazāka par mazas granulas masu cilvēka masa ir mazāka par visas zemeslodes masu. 

Tādā veidā var aprēķināt citu elementu molekulu un atomu absolūtās masas. Tā kā šie daudzumi ir niecīgi mazi un aprēķiniem neērti, tiek izmantots atomu (molekulārās) masas jēdziens, kas atbilst atomu (molekulu) masai, kas izteikta relatīvās vienībās. Uz atommasas vienību (amm.u.) 

Molekulu skaits 1 molā vielas, ko sauc par Avogadro konstanti VA, ir 6,0220-10. Dalot jebkuras vielas 1 mola masu ar Avogadro konstanti, iegūstam molekulu absolūto masu gramos. Piemēram, H molekulas masa ir 2,016 6,02-10 3 = 3,35 g. Līdzīgi tiek aprēķināta atoma absolūtā masa. Molekulu diametrs ir aptuveni no 0,1 līdz 1 nm. 

Kā tiek aprēķināta atomu un molekulu absolūtā masa. Aprēķināt vara atoma un ūdeņraža fosfīda molekulas absolūto masu? 

Divu molekulu ar masu Sh] un Sh2 kinētisko enerģiju e var izteikt gan ar to kopējiem absolūtajiem ātrumiem C un Cr telpā, gan ar šo ātrumu komponentiem 

Atomu un molekulu absolūtās masas un tilpumu aprēķins 

Savienojuma vai elementa molekulas absolūtās masas dalījums ar vienu divpadsmito daļu no oglekļa izotopa atoma absolūtās masas. Visu molekulas elementu atomu masu summa. 

Arī citu atomu, kā arī molekulu masas ir ārkārtīgi mazas (absolūto molekulmasu apzīmē ar tm), piemēram, ūdens molekulas masa ir  

Daudz agrāk, 19. gadsimta otrajā pusē, tika veikti pirmie mēģinājumi pietuvoties jautājumam par atomu un molekulu absolūto masu un izmēru. Lai gan ir acīmredzami neiespējami nosvērt atsevišķu molekulu, teorija pavēra citu ceļu, bija nepieciešams kaut kā 

Pēc ķīmiskās formulas gāzveida viela jūs varat definēt dažus no tiem kvantitatīvās īpašības procentuālais sastāvs, molekulmasa, blīvums, relatīvais blīvums jebkurai gāzei, molekulas absolūtā masa. 

Testa jautājumi. 1. Kas ir atoma molekula atommasa molekulmasa atoma masa molekulas masa grama atoms gram-molekula 2. Kāda ir CO2 molekulmasa un COa molekulas absolūtā masa, izteikta gramos 3. Kā ir Avogadro likums formulēts 4. Kādā tilpumā grama molekula aizņem jebkuru gāzi? normāli apstākļi 5. Ar ko tas ir vienāds ar Avogadro skaitli 6. Saskaņā ar acetilēna C3Na formulu? 

Piemēram, ūdens relatīvā molekulmasa 18 (noapaļota) nozīmē, ka ūdens molekula ir 18 reizes smagāka par 12 daļām no oglekļa atoma absolūtās masas. 

Definējiet jēdzienus a) elements, atoms, molekula b) vienkārša un sarežģīta viela c) relatīvās atomu un molekulu masas, atoma un molekulas absolūtās masas. Kas jāsaprot ar nosacīto daļiņu UC  

Daudz agrāk, 19. gadsimta otrajā pusē, tika veikti pirmie mēģinājumi pietuvoties jautājumam par atomu un molekulu absolūto masu un izmēru. Lai gan ir acīmredzami neiespējami nosvērt atsevišķu molekulu, teorija pavēra citu ceļu: bija nepieciešams kaut kā noteikt daļiņu skaitu molekulu vai atomu molā - tā saukto Avogadro skaitli (A). Molekulu tieši saskaitīt ir tikpat neiespējami kā nosvērt, taču Avogadro skaitlis ir iekļauts daudzos vienādojumos dažādās fizikas nozarēs, un to var aprēķināt, pamatojoties uz šiem vienādojumiem. Acīmredzot, ja šādu aprēķinu rezultāti, kas veikti vairākos neatkarīgos veidos, sakrīt, tad tas var kalpot kā pierādījums atrastās vērtības pareizībai. 

Tā kā atomu un molekulu absolūtās masas ir mazas, parasti izmanto relatīvās masas. 

Divu molekulu ar masu kinētisko enerģiju var izteikt kā ātruma komponentus vai pašus absolūtos ātrumus šādi:  

Kā zināms, siltums ir to daļiņu kustības kinētiskās enerģijas mērs, kas veido noteiktu vielu. Konstatēts, ka temperatūrā, kas ievērojami pārsniedz absolūtās nulles temperatūru, vidējā kinētiskā enerģija molekulas ir proporcionālas absolūtā temperatūra T. Molekulai ar masu m un vidējais ātrums Un  

8. piemērs. Aprēķiniet sērskābes molekulas absolūto masu gramos. 

Visi pētītie savienojumi ir sadalīti mācību masīvā, kas satur molekulas ar zināmās īpašības, un paredzamā molekulu grupa. Analizētais mācību masīvs pētāmajam īpašumam ir sadalīts divās alternatīvās grupās (aktīvs - neaktīvs). Izveidotie modeļi attēlo vienādojumus loģiskā formā L = 7 (3), kur L ir aktivitāte, (8) ir izšķirošā pazīmju kopa (RSF) - struktūrformulu fragmentu un to dažādo kombināciju komplekss, t.s. apakšstrukturālie deskriptori. Fragmentu un to kombināciju ietekmes uz aktivitāti novērtējums tiek veikts, pamatojoties uz informācijas satura koeficientu, kas svārstās no mīnus 1 līdz plus 1. Jo lielāka ir informācijas satura absolūtā vērtība, jo lielāka ir informācijas satura ietekmes iespējamība. īpašumā noteikta iezīme. Plus zīme raksturo pozitīva ietekme, mīnuss - negatīvs. P ir algoritms, ar kura palīdzību tiek atpazītas pētāmo vielu īpašības. Prognozēšanas procesā tiek izmantoti divi algoritmi - ģeometrija (I) un balsošana (II). Pirmais no tiem ir balstīts uz attāluma noteikšanu Eiklīda metrikā starp pētāmo vielu un pētāmās īpašības aprēķināto hipotētisko standartu. Otrā metode ietver pazīmju (balsu) skaita analīzi savienojumu struktūrā ar pozitīvu un negatīvu informācijas saturu. Molekulārās projektēšanas procedūras ir sīkāk aprakstītas 5. sadaļā. 

Relatīvā molekulmasa Mr ir molekulas absolūtās masas attiecība pret Vi2 oglekļa izotopa atoma masu. Lūdzu, ņemiet vērā, ka relatīvās masas pēc definīcijas ir bezizmēra lielumi. 

Becker uzgalis. Dažādas kinētiskās metodes izotopu atdalīšanas problēmas risināšanai var klasificēt metodēs, kurās izmanto molekulu pārneses koeficientu atšķirības dažādas masas, un metodēm, kurās izmanto atdalītā maisījuma kustību potenciālā laukā. Otrās klases tipiskākā metode ir tieši gāzu centrifūgas metode, kas tomēr prasa ļoti iespaidīgu izstrādes darbu pat tās milzīgo spēju laboratorijas demonstrēšanai, pateicoties absolūtai nestandarta gāzu centrifūgas inženierijai. Domājams, ka Diraks ierosināja aptuveni vienlaikus ar gāzes centrifūgu, atdalīšanas sprauslas metodi (Becker sprausla, nosaukta pirmā veiksmīgā eksperimentālā darba vadītāja vārdā) 

Elementu atomus un vielu molekulas raksturo noteikta fizikālā (absolūtā) masa m, piemēram, ūdeņraža atoma H masa ir 1,67 g, P4 molekulas masa ir 2,06-10 g, H masa molekula ir 2,99-10 g, molekulas masa H2804 1,63 K) g Elementu atomu un vielu molekulu absolūtās masas ir ārkārtīgi mazas, un ir neērti izmantot šādas vērtības. Tāpēc tika ieviests atomu un molekulu relatīvās masas jēdziens. 

Relatīvā molekulmasa ķīmiskais savienojums- skaitlis, kas parāda, cik reižu vienas atomu savienojuma molekulas absolūtā masa ir lielāka par atoma masas vienību. 

Atomu absolūtās masas (kā arī molekulu un to fragmentu masu) noteikšana masas spektroskopija. 

Liela vērtība ir kristāla struktūras vienas vienības šūnas satura absolūtās masas noteikšanai. Ja nepieciešams, vienības šūnu izmērus var izmērīt ar ļoti augstu precizitāti (kļūda mazāka par 0,01%). Blīvumu izmērīt ir grūtāk, bet kopējā mērījumu kļūda var būt līdz 0,1% no šūnas masas vienības (nebūt pārāk lielai eksperimentāls darbs). Papildus šūnas absolūtās masas noteikšanai informāciju par iespējamo šūnas saturu no kristāla struktūrām var iegūt arī citā veidā. Telpiskā simetrijas grupa, ekvivalento pieļaujamo mezglu pozīciju raksturs un daudzveidība, kā arī pamatprasības, ka novēroto rentgenstaru atstarojuma intensitātei pieļaujamās robežās jāatbilst intensitātei, kas aprēķināta pieņemtajai kristāla struktūrai, nodrošina noteiktu. informācijas apjoms, kas jāatrod saskaņā ar jebkuru paredzēto ķīmiskā formula. Tādējādi neatkarīgi no citu molekulu klātbūtnes jebkurā formulā ir jāiekļauj 46 ūdens molekulas uz I tipa hidrātu šūnas struktūras vienību 

Avogadro skaitlis ir molekulu skaits jebkuras vielas gramā. Šo vērtību var noteikt dažādas metodes, kamēr iegūtie rezultāti dažādos veidos, sakrīt mērījumu precizitātes robežās. Šobrīd Avogadro skaitļa vērtība tiek pieņemta kā 6.023-10. Avogadro skaitlis ir universāla konstante, tas nav atkarīgs no vielas un tās rakstura agregācijas stāvoklis. Lai aprēķinātu atoma vai molekulas absolūto masu, sadaliet grama atomu vai gramu molekulmasu ar Avogadro skaitli. Tātad, piemēram, 

Viena no svarīgākajām vielas īpašībām ir tās molekulmasa. Tā kā molekulu absolūtās masas ir ļoti mazas, aprēķinos tiek izmantotas relatīvās masas. Vielas molekulmasa parasti tiek saprasta kā noteiktas vielas molekulas masas attiecība pret 1/12 no oglekļa atoma masas. Attiecīgi ķīmisko elementu atomu masas tiek salīdzinātas arī ar 1/12 no oglekļa atoma masas. Tad oglekļa atomu masa ir 12, pārējie elementi (noapaļoti) ūdeņradis - 1, skābeklis - 16, slāpeklis - 14. Ķīmiskā savienojuma molekulas masu nosaka, saskaitot to elementu atomu masas, kas veido molekulu. Piemēram, molekulmasa oglekļa dioksīds CO2 ir vienāds ar 12 + 2-16 = 44 (1 oglekļa atoms ar masu 12 un 2 skābekļa atomi ar masu 16). Metāna CH molekulmasa ir 12 + 4-1 = 16. Dažu visbiežāk izmantoto degošo gāzu un to sadegšanas produktu molekulmasa ir norādīta tabulā. 1.1. 

Protams, II un III stāvokļi nav absolūti stabili un termiskās kustības rezultātā var rasties svārstības ap šīm pozīcijām vai pat rotācijas. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās to molekulu relatīvais skaits vielas masā, kuras neatbilst visstabilākajam stāvoklim, bet nevar pārsniegt molekulu skaitu pamatstāvoklī. 

Daltons neredzēja kvalitatīvu atšķirību starp vienkāršu un sarežģīti atomi, tāpēc neatzina divus matērijas struktūras posmus (atomus un molekulas). Šajā ziņā Daltona atomisms bija solis atpakaļ, salīdzinot ar Lomonosova elementāri-korpuskulāro koncepciju. Tomēr Daltona atomisma racionālais grauds bija viņa doktrīna par atomu masu. Diezgan pareizi uzskatot, ka atomu absolūtās masas ir ārkārtīgi mazas, Daltons ierosināja noteikt relatīvās atomu masas. Šajā gadījumā ūdeņraža atoma masa, kas ir vieglākā no visiem atomiem, tika uzskatīta par vienotību. Tādējādi Daltons bija pirmais, kurš definēja elementa atommasu kā dotā elementa atoma masas attiecību pret ūdeņraža atoma masu. Viņš arī sastādīja pirmo 14 elementu atomu masu tabulu. Daltona doktrīnai par atomu masām bija nenovērtējama loma ķīmijas pārveidošanā par kvantitatīvo zinātni un atklājumiem. Periodiskais likums. Tieši tāpēc 

Ir jānošķir molekulas absolūtās masas un grama molekulas jēdzieni. Tātad 10 grami ūdens molekulas ir 18 X 10 = 180 g, t.i., apmēram glāze ūdens, un 10 ūdens molekulas ir nenozīmīgs daudzums, ko nevar nosvērt. 

Kāds ir molekulārais ekvivalents? CO2 masa ir CO2 molekulas absolūtā masa, kas izteikta pirmskaitļos 3. Kā formulēts Avogadro likums 4. Kādu tilpumu aizņem jebkuras gāzes gramatiskā molekula normālos apstākļos  

Pamatojoties uz veiktajiem eksperimentiem, tika noteikta skaidra sakarība starp izkliedēto aminoskābju molekulu absolūto masu un to molekulmasu. 

Skatiet lapas, kurās šis termins ir minēts Molekulas absolūtā masa:                      Pamati vispārējā ķīmija 2. sējums, 3. izdevums (1973) -- [