Hvordan beregne atommasse. Atom-molekylær vitenskap

Atomer er svært små i størrelse og har svært liten masse. Hvis vi uttrykker massen til et atom i et kjemisk grunnstoff i gram, vil dette være et tall foran med mer enn tjue nuller etter desimaltegnet. Derfor er det upraktisk å måle massen av atomer i gram.

Men hvis vi tar noen veldig liten masse som en enhet, kan alle andre små masser uttrykkes som et forhold til denne enheten. Måleenheten for atommasse ble valgt til å være 1/12 av massen til et karbonatom.

1/12 av massen til et karbonatom kalles atommasseenhet(a.e.m.).

Relativ atommasse er en verdi lik forholdet mellom den reelle massen til et atom i et bestemt kjemisk grunnstoff og 1/12 av den reelle massen til et karbonatom. Dette er en dimensjonsløs mengde, siden to masser er delt.

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

derimot absolutt atommasse lik relativ i verdi og har en måleenhet a.m.u.

Det vil si at den relative atommassen viser hvor mange ganger massen til et bestemt atom er større enn 1/12 av et karbonatom. Hvis et atom A har r = 12, er massen 12 ganger større enn 1/12 massen til et karbonatom, eller med andre ord, det har 12 atommasseenheter. Dette kan bare skje med selve karbon (C). Hydrogenatomet (H) har A r = 1. Dette betyr at dets masse er lik massen på 1/12 av massen til karbonatomet. Oksygen (O) har en relativ atommasse på 16 amu. Dette betyr at et oksygenatom er 16 ganger mer massivt enn 1/12 et karbonatom, det har 16 atommasseenheter.

Det letteste grunnstoffet er hydrogen. Dens masse er omtrent lik 1 amu. De tyngste atomene har en masse som nærmer seg 300 amu.

Vanligvis for hvert kjemisk element er verdien den absolutte massen av atomer, uttrykt i form av a. e.m. er avrundet.

Verdiene av atommasseenheter er skrevet i det periodiske systemet.

For molekyler brukes konseptet relativ molekylmasse (M r). Slektning molekylmasse viser hvor mange ganger massen til et molekyl er større enn 1/12 massen til et karbonatom. Men siden massen til et molekyl er lik summen av massene til dets atomer, kan den relative molekylmassen bli funnet ved ganske enkelt å legge til de relative massene til disse atomene. For eksempel inneholder et vannmolekyl (H 2 O) to hydrogenatomer med A r = 1 og ett oksygenatom med A r = 16. Derfor er Mr(H 2 O) = 18.

En rekke stoffer har en ikke-molekylær struktur, for eksempel metaller. I et slikt tilfelle regnes deres relative molekylmasse som lik deres relative atommasse.

I kjemi kalles en viktig størrelse massefraksjon kjemisk element i et molekyl eller en substans. Den viser hvor mye av den relative molekylvekten som står for et gitt grunnstoff. For eksempel i vann utgjør hydrogen 2 deler (siden det er to atomer), og oksygen 16. Det vil si at hvis du blander hydrogen som veier 1 kg og oksygen som veier 8 kg, vil de reagere uten rester. Massefraksjonen av hydrogen er 2/18 = 1/9, og massefraksjonen av oksygen er 16/18 = 8/9.

Relativ atommasse

Atomer av elementer er preget av en viss (bare iboende) masse. For eksempel er massen til H-atomet 1,67 . 10 -23 g, C-atom - 1,995 . 10 -23 g, O-atom - 2,66 . 10–23 år

Det er upraktisk å bruke så små verdier, så konseptet med relativ atommasse EN r – forhold til massen til atomet av dette elementet til atommasseenhet (1,6605 . 10-24 g).

Molekyl - minste partikkel stoffer som konserverer Kjemiske egenskaper av dette stoffet. Alle molekyler er bygget av atomer og er derfor også elektrisk nøytrale.

Sammensetningen av molekylet overføres molekylær formel, som også gjenspeiler den kvalitative sammensetningen av stoffet (symboler kjemiske elementer, inkludert i dets molekyl), og dets kvantitative sammensetning (lavere numeriske indekser som tilsvarer antall atomer til hvert element i molekylet).

Masse av atomer og molekyler

For å måle massene av atomer og molekyler i fysikk og kjemi, er det akseptert ett system målinger. Disse mengdene måles i relative enheter.

Atommasseenhet (amu) er lik 1/12 masse m karbonatom 12 C ( m ett atom på 12 C er lik 1,993 × 10 -26 kg).

Relativ atommasse til et grunnstoff (A r) er en dimensjonsløs mengde lik forholdet gjennomsnittsvekt atomet til et grunnstoff til 1/12 av massen til et 12 C-atom Ved beregning av den relative atommassen tas det hensyn til grunnstoffets isotopsammensetning. Mengder A r bestemt etter tabell D.I. Mendeleev

Absolutt atommasse (m) lik den relative atommassen multiplisert med 1 amu. For eksempel, for et hydrogenatom, er den absolutte massen definert som følger:

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

Relativ molekylvekt av forbindelsen (Mr) er en dimensjonsløs mengde lik masseforholdet m molekyler av et stoff til 1/12 massen til et 12 C-atom:

Relativ molekylmasse er lik summen av de relative massene til atomene som utgjør molekylet. For eksempel:

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

Den absolutte massen til et molekyl er lik den relative molekylmassen multiplisert med 1 amu.

2. Hva er molmassen til ekvivalenten?

con ekvivalenter oppdaget av Richter i 1791. Atomer av elementer samhandler med hverandre i strengt definerte forhold - ekvivalenter.

I SI er ekvivalenten 1/z-delen (imaginær) av partikkelen X. X er et atom, molekyl, ion osv. Z – lik tallet protoner som partikkel X binder eller donerer (nøytraliseringsekvivalent) eller antall elektroner som partikkel X gir eller aksepterer (oksidasjons-reduksjonsekvivalent) eller ladningen til ion X (ionekvivalent).

Molmassen til ekvivalenten, dimensjon – g/mol, er forholdet mellom molmassen til partikkel X og tallet Z.

For eksempel bestemmes molmassen til et elements ekvivalent av forholdet mellom elementets molare masse og dets valens.

Ekvivalentloven: Massene til de reagerende stoffene er relatert til hverandre som molarmassene til deres ekvivalenter.

Matematisk uttrykk

hvor m 1 og m 2 er massene til reaktantene,

Molare masser av deres ekvivalenter.

Hvis en reagerende del av et stoff ikke er karakterisert ved masse, men av volum V(x), så i uttrykket av ekvivalentloven erstattes dens molare masse av ekvivalenten med molarvolumet til ekvivalenten.

3. Hva er kjemiens grunnleggende lover?

Kjemiens grunnleggende lover. Loven om bevaring av masse og energi ble formulert av M. V. Lomonosov i 1748. Massen av stoffer som er involvert i kjemiske reaksjoner endres ikke. I 1905 trodde Einstein på forholdet mellom energi og masse

E=m×c 2, s=3×108 m/s

Masse og energi er egenskaper ved materie. Masse er et mål på energi. Energi er et mål på bevegelse, så de er ikke likeverdige og forvandles ikke til hverandre, men når energien til en kropp endres E, dens masse endres m. Betydelige endringer i masse skjer i kjernekjemi.

Fra atom-molekylærteoriens synspunkt forsvinner ikke atomer med konstant masse og vises ikke fra ingenting, dette fører til bevaring av massen av stoffer. Loven er bevist eksperimentelt. Ut fra denne loven er de utarbeidet kjemiske ligninger. Kvantitative beregninger ved bruk av reaksjonsligninger kalles støkiometriske beregninger. Alle kvantitative beregninger er basert på loven om bevaring av masse, og dermed kan produksjonen planlegges og kontrolleres.

4. Hva er hovedklassene av uorganiske forbindelser? Gi en definisjon, gi eksempler.

Enkle stoffer. Molekyler er bygd opp av atomer av samme type (atomer av samme grunnstoff). I kjemiske reaksjoner kan de ikke brytes ned og danne andre stoffer.

Komplekse stoffer (eller kjemiske forbindelser). Molekyler er bygd opp av atomer forskjellige typer(atomer av forskjellige kjemiske elementer). I kjemiske reaksjoner dekomponerer de og danner flere andre stoffer.

Det er ingen skarp grense mellom metaller og ikke-metaller, fordi Det er enkle stoffer som viser doble egenskaper.

5. Hva er hovedtypene for kjemiske reaksjoner?

Det er et stort utvalg av forskjellige kjemiske reaksjoner og flere måter å klassifisere dem på. Oftest klassifiseres kjemiske reaksjoner etter antall og sammensetning av reaktanter og reaksjonsprodukter. I henhold til denne klassifiseringen skilles fire typer kjemiske reaksjoner - disse er reaksjoner av kombinasjon, dekomponering, substitusjon og utveksling.

Sammensatt reaksjon er en reaksjon der reaktantene er to eller flere enkle eller komplekse stoffer, og produktet er ett sammensatt. Eksempler på sammensatte reaksjoner:

Oksyddannelse fra enkle stoffer- C + O2 = CO2, 2Mg + O2 = 2MgO

Samspillet mellom et metall og et ikke-metall og produksjonen av salt - 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Interaksjon av oksid med vann - CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

Nedbrytningsreaksjon er en reaksjon der reaktanten er ett sammensatt stoff, og produktet er to eller flere enkle eller komplekse stoffer. Oftest oppstår nedbrytningsreaksjoner ved oppvarming. Eksempler på nedbrytningsreaksjoner:

Dekomponering av kritt ved oppvarming: CaCO 3 = CaO + CO 2

Nedbryting av vann under påvirkning elektrisk strøm: 2H20 = 2H2 + O2

Dekomponering av kvikksølvoksid ved oppvarming - 2HgO = 2Hg + O 2

Substitusjonsreaksjon er en reaksjon der reaktantene er enkle og komplekse stoffer, og produktene er også enkle og komplekse stoffer, men atomene til et av grunnstoffene i det komplekse stoffet er erstattet med atomer av det enkle reagenset. Eksempler:

Substitusjon av hydrogen i syrer - Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Forskyvning av metall fra salt - Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Alkalidannelse - 2Na + 2H 2 O = 2 NaOH + H 2

Utvekslingsreaksjon- dette er en reaksjon, hvor reaktantene og produktene er to komplekse stoffer under reaksjonen, reaktantene utveksler deres; komponenter, noe som resulterer i dannelsen av andre komplekse stoffer. Eksempler:

Interaksjon av salt med syre: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Interaksjon av to salter: 2K 3 PO 4 + 3MgSO 4 = Mg 3 (PO 4) 2 + 3K 2 SO 4

Det er kjemiske reaksjoner som ikke kan klassifiseres i noen av de listede typene.

6. Av hvem, når og ved hvilke eksperimenter ble atomkjernen oppdaget og kjernemodellen til atomet skapt?

Kjernefysisk modell av atomet. En av de første modellene for strukturen til atomet ble foreslått av den engelske fysikeren E. Rutherford. I eksperimenter på spredning av alfapartikler ble det vist at nesten hele massen til et atom er konsentrert i et veldig lite volum - en positivt ladet kjerne. I følge Rutherfords modell beveger elektroner seg kontinuerlig rundt kjernen over en relativt stor avstand, og antallet er slik at atomet totalt sett er elektrisk nøytralt. Senere ble tilstedeværelsen av en tung kjerne omgitt av elektroner i atomet bekreftet av andre forskere. Det første forsøket på å lage en modell av atomet basert på akkumulerte eksperimentelle data (1903) tilhører J. Thomson. Han mente at atomet er et elektrisk nøytralt sfærisk system med en radius som er omtrent lik 10–10 m. Atomets positive ladning er jevnt fordelt over hele volumet av ballen, og negativt ladede elektroner er plassert inne i den (fig. 6.1.1). For å forklare linjeemisjonsspektrene til atomer, prøvde Thomson å bestemme plasseringen av elektroner i et atom og beregne frekvensene til deres vibrasjoner rundt likevektsposisjoner. Disse forsøkene var imidlertid mislykkede. Noen år senere, i eksperimentene til den store engelske fysikeren E. Rutherford, ble det bevist at Thomsons modell var feil.

7. Hva nytt introduserte N. Bohr i atombegrepet? Gi sammendrag Bohrs postulerer som anvendt på hydrogenatomet.

Bohrs teori for hydrogenatomet

Etter Bohrs teori for hydrogenatomet foreslo Sommerfeld en kvantiseringsregel slik at når den brukes på hydrogenatomet, motsier ikke Bohrs modell bølgenaturen til elektronet postulert av de Broglie. Utled et uttrykk for energinivåene til hydrogenatomet ved å bruke Sommerfelds regel, ifølge hvilken de tillatte elektronorbitalene er sirkler med en lengde som er et multiplum av elektronbølgelengden.

Siden kvantetallene I, m og ikke bidrar med noe til energien til den elektroniske tilstanden, er alle mulige tilstander i et gitt radialt nivå energetisk like. Dette betyr at bare enkeltlinjer vil bli observert i spekteret, slik Bohr spådde. Imidlertid er det velkjent at det er en fin struktur i spekteret av hydrogen, hvor studiet var drivkraften for utviklingen av Bohr-Sommerfeld-teorien for hydrogenatomet. Det er åpenbart det Enkel form Bølgeligningen beskriver ikke helt tilstrekkelig hydrogenatomet, og dermed er vi i posisjonen, bare litt bedre enn det, da de stolte på Bohr-modellen av atomet.

8. Hva er bestemt og hvilke verdier kan det ha: hovedkvantetallet n, sekundær (orbital) - jeg, magnetisk - m l og spinn - m s?

Kvante nye tall.

1. Hovedkvantenummer, n– aksepterer heltallsverdier fra 1 til ¥ (n=1 2 3 4 5 6 7...) eller alfabetiske verdier (K L M N O P Q).

maks verdi n tilsvarer antall energinivåer i atomet og tilsvarer periodenummeret i D.I. Mendeleev, karakteriserer energiverdien til elektronet og størrelsen på orbitalen. Et grunnstoff med n=3 har 3 energinivåer, er i tredje periode, og har større elektronskystørrelse og energi enn et grunnstoff med n=1.

2. Orbitalt kvantenummer l tar verdier avhengig av hovedkvantetallet og har tilsvarende bokstavverdier.

l=0, 1, 2, 3… n-1

l – karakteriserer formen på orbitalene:

Orbitaler med samme verdi n, nese forskjellige betydninger l De varierer noe i energi, dvs. nivåene er delt inn i undernivåer.

Antall mulige undernivåer er lik hovedkvantetallet.

3. Magnetisk kvantenummer m l tar verdier fra -l,…0…,+l.

Antall mulige verdier Det magnetiske kvantetallet bestemmer antall orbitaler av en gitt type. Innenfor hvert nivå kan det bare være:

en s er en orbital, fordi m l=0 ved l=0

tre p - orbitaler, m l= -10+1, med l=1

fem d orbitaler m l=-2 –1 0 +1 +2, med l=2

syv f orbitaler.

Det magnetiske kvantetallet bestemmer orienteringen til orbitalene i rommet.

4. Spinn kvantenummer (spinn), m s.

Spinn karakteriserer det magnetiske momentet til et elektron, forårsaket av rotasjonen av elektronet rundt sin egen akse med klokken og mot klokken.

Ved å angi et elektron med en pil og en orbital med en strek eller en boks, kan du vise

Regler som karakteriserer rekkefølgen av fylling av orbitaler.

Pauli-prinsippet:

ll n 2, og på nivåer - 2n 2

n+l), hvis lik, med n- den minste.

Hunds regel

9. Hvordan forklarer Bohrs teori opprinnelsen og linjestrukturen til atomspektre?

N. Bohrs teori ble foreslått i 1913, den brukte Rutherford-planetmodellen og Planck-Einsteins kvanteteori. Planck mente at sammen med grensen for delbarhet av materie - atomet, er det en grense for delbarhet av energi - kvantum. Atomer avgir ikke energi kontinuerlig, men i visse deler av kvanter

N. Bohrs første postulat: det er strengt definerte tillatte, såkalte stasjonære baner; være der elektronet ikke absorberer eller avgir energi. Bare de banene der vinkelmomentet er tillatt er det lik produktet m e ×V×r, kan endres i visse porsjoner (kvanter), dvs. kvantisert.

Tilstanden til et atom med n=1 kalles normal, med n=2,3... - eksitert.

Elektronets hastighet avtar med økende radius, og den kinetiske og totale energien øker.

Bohrs andre postulat: Når et elektron beveger seg fra en bane til en annen, absorberer eller sender ut et kvantum av energi.

E langt -E nær =h×V. E=-21,76x10-19/n 2 J/atom=-1310 kJ/mol.

Slik energi må brukes for å overføre et elektron i et hydrogenatom fra den første Bohr-bane (n=1) til en uendelig fjern, dvs. fjerne et elektron fra et atom og gjøre det om til et positivt ladet ion.

Bohrs kvanteteori forklarte linjenaturen til spekteret av hydrogenatomer.

Feil:

1. Elektronet er postulert å bare forbli i stasjonære baner, hvordan foregår i dette tilfellet overgangen av elektroner?

2. Alle detaljene i spektrene er ikke forklart.

Hva kalles et energinivå og et energiundernivå i et atom?

Antall energi nivåer atom lik nummeret på perioden den befinner seg i. For eksempel har kalium (K), et element i den fjerde perioden, 4 energinivåer(n = 4). Energi undernivå- et sett med orbitaler med samme verdier av hoved- og orbitalkvantetallene.

11. Hvilken form har de? s-, p- Og d- elektroniske skyer.

Under kjemiske reaksjoner forblir atomkjernene uendret, bare strukturen til elektronskallene endres på grunn av omfordeling av elektroner mellom atomer. Atomers evne til å donere eller få elektroner bestemmer dets kjemiske egenskaper.

Elektronet har en dobbel (partikkelbølge) natur. På grunn av deres bølgeegenskaper kan elektroner i et atom bare ha strengt definerte energiverdier, som avhenger av avstanden til kjernen. Elektroner med lignende energiverdier danner et energinivå. Den inneholder et strengt definert antall elektroner - maksimalt 2n 2. Energinivåene er delt inn i s-, p-, d- og f- undernivåer; tallet deres er lik nivånummeret.

Elektron kvantetall

Tilstanden til hvert elektron i et atom er vanligvis beskrevet ved hjelp av fire kvantetall: hoved (n), orbital (l), magnetisk (m) og spinn (s). De tre første karakteriserer bevegelsen til et elektron i rommet, og den fjerde - rundt sin egen akse.

Hovedkvantenummer(n). Bestemmer energinivået til elektronet, avstanden til nivået fra kjernen og størrelsen på elektronskyen. Godtar heltallsverdier (n = 1, 2, 3...) og tilsvarer periodenummeret. Fra det periodiske systemet for ethvert element, ved periodenummeret, kan du bestemme antall energinivåer til atomet og hvilket energinivå som er det ytre.

Grunnstoffet kadmium Cd befinner seg i den femte perioden, som betyr n = 5. I dets atom er elektroner fordelt over fem energinivåer (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); det femte nivået vil være eksternt (n = 5).

Orbitalt kvantenummer(l) karakteriserer den geometriske formen til orbitalen. Godtar verdien av heltall fra 0 til (n - 1). Uavhengig av energinivånummeret tilsvarer hver verdi av orbitalkvantetallet en orbital med en spesiell form. Et sett med orbitaler med samme n-verdier kalles et energinivå, og et sett med orbitaler med samme n og l kalles et undernivå.

l=0 s- undernivå, s- orbital – orbital sfære

l=1 p- undernivå, p- orbital – dumbbell orbital

l=2 d- undernivå, d- orbital – orbital med kompleks form

f-undernivå, f-orbital - en orbital med en enda mer kompleks form

På det første energinivået (n = 1) får orbitalkvantetallet l en enkelt verdi l = (n - 1) = 0. Formen på boligen er sfærisk; På det første energinivået er det bare ett undernivå - 1s. For det andre energinivået (n = 2) kan det orbitale kvantetallet ha to verdier: l = 0, s-orbital - sfære større størrelse enn på det første energinivået; l = 1, p- orbital - manual. På det andre energinivået er det således to undernivåer - 2s og 2p. For det tredje energinivået (n = 3) har orbitalkvantetallet l tre verdier: l = 0, s-orbital er en større kule enn ved det andre energinivået; l = 1, p-orbital - en hantel større enn ved det andre energinivået; l = 2, d er en orbital med kompleks form.

På det tredje energinivået kan det således være tre energiundernivåer - 3s, 3p og 3d.

12. Gi formuleringen av Pauli-prinsippet og Hunds regel.

Pauli-prinsippet: et atom kan ikke ha to eller flere elektroner med samme sett av alle fire kvantetallene. Hvorav det følger at en orbital kan inneholde to elektroner med motsatt rettede spinn.

Maksimalt mulig antall elektroner:

på s - undernivå - en orbital - 2 elektroner, dvs. s2;

på p- – - tre orbitaler – 6 elektroner, dvs. p 6;

på d - – - fem orbitaler – 10 elektroner, dvs. d 10;

på f- –– - syv orbitaler – 14 elektroner, dvs. f 14.

Antall orbitaler i undernivåer bestemmes av 2 l+1, og antallet elektroner på dem vil være 2×(2 l+1), antall orbitaler på undernivåer er lik kvadratet på hovedkvantetallet n 2, og på nivåer - 2n 2, Det. i den første perioden av det periodiske systemet av elementer kan det være maksimalt 2 elementer, i den andre - 8, i den tredje - 18 elementer, i den fjerde - 32.

I samsvar med I og II-reglene til M.V. Klechkovsky skjer fyllingen av orbitaler i rekkefølge med økende sum (. n+l), hvis lik, med n- den minste.

Elektroniske formler er skrevet som følger:

1. Antallet på energinivået er angitt i form av en numerisk koeffisient.

2. Gi bokstavbetegnelsene til undernivået.

3. Antall elektroner på et gitt energiundernivå angis som en eksponent, og alle elektroner på et gitt undernivå summeres.

Plasseringen av elektroner innenfor et gitt undernivå er underlagt Hunds regel: på et gitt undernivå har elektroner en tendens til å okkupere det maksimale antallet frie orbitaler, slik at det totale spinnet er maksimalt.

13. Gi formuleringen av Klechkovskys regler. Hvordan bestemmer de prosedyren for å fylle ut AO?

I samsvar med I og II-reglene til M.V. Klechkovsky skjer fyllingen av orbitaler i rekkefølge med økende sum (. n+l), hvis lik, med n- den minste.

Elektroniske formler er skrevet som følger:

1. Antallet på energinivået er angitt i form av en numerisk koeffisient.

2. Gi bokstavbetegnelsene til undernivået.

3. Antall elektroner på et gitt energiundernivå angis som en eksponent, og alle elektroner på et gitt undernivå summeres.

14. Hva kalles ioniseringsenergi, elektronaffinitet, elektronegativitet og i hvilke enheter måles de?

Atomkarakteristikker . Den kjemiske naturen til et grunnstoff bestemmes av atomets evne til å miste eller få elektroner. Denne evnen kan kvantifiseres ioniseringsenergi atom og dets Elektron affinitet.

Ioniseringsenergi er energien som må brukes for å fjerne et elektron fra et atom (ion eller molekyl). Det uttrykkes i joule eller elektronvolt. 1 EV = 1,6×10 -19 J.

Ioniseringsenergi, I, er et mål på den reduserende kraften til et atom. Jo mindre I er, desto større reduksjonskraft har atomet.

Laveste verdier Jeg har s elementer av den første gruppen. Verdiene til I 2 for dem øker kraftig. Tilsvarende, for s elementer i gruppe II, øker I 3 kraftig.

Største verdier Gruppe VIII p-elementer har I 1. Denne økningen i ioniseringsenergi under overgangen fra s elementer i gruppe I til p elementer i gruppe VIII er forårsaket av en økning i den effektive ladningen til kjernen.

Elektron affinitet er energien som frigjøres når et elektron fester seg til et atom (ion eller molekyl). Også uttrykt i J eller eV. Vi kan si at elektronaffinitet er et mål på oksidasjonsevnen til partikler. Pålitelige verdier av E er bare funnet for et lite antall elementer.

P-elementene i gruppe VII (halogener) har størst affinitet for elektroner, siden de ved å legge til ett elektron til et nøytralt atom får en komplett oktett av elektroner.

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

Den minste og jevne negative verdier E har atomer med konfigurasjonen s 2 og s 2 p 6 eller et halvfylt p-undernivå.

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

Tilsetning av påfølgende elektroner er umulig. Dermed eksisterer ikke flerladede anioner O 2-, N 3-.

Elektronegativitet er en kvantitativ egenskap for evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke elektroner til seg selv. Denne evnen avhenger av I og E. Ifølge Mulliken: EO = (I+E)/2.

Elektronegativiteten til elementer øker med periode og avtar etter gruppe.

Som molekylet er sammensatt av, og finn deres relative atommasser i periodiske tabell kjemiske elementer. Hvis ett atom forekommer n ganger, multipliser det masse for dette nummeret. Legg deretter til de funnet verdiene og få molekylet masse gitt stoffer, som er lik dens molare masse i g/mol. Finne masse en , deler jekselen masse stoffer M per Avogadro konstant NА=6,022∙10^23 1/mol, m0=M/NA.

Eksempel finn masse en molekyler vann. Et vannmolekyl (H2O) består av to hydrogenatomer og ett oksygenatom. Den relative atommassen til hydrogen er 1, for to atomer får vi tallet 2, og atommassen til oksygen er 16. Da vil molmassen til vann være 2+16=18 g/mol. Definere masse en molekyler: m0=18/(6,022^23)≈3∙10^(-23) g.

Masse molekyler kan beregnes hvis antall molekyler i et gitt stoff er kjent. For å gjøre dette deler du totalen masse stoffer m ved antall partikler N (m0=m/N). For eksempel, hvis det er kjent at i 240 g stoffer inneholder 6∙10^24 molekyler, deretter massen til ett molekyler vil være m0=240/(6∙10^24)=4∙10^(-23) g.

Definere masse en molekyler stoffer med tilstrekkelig nøyaktighet, etter å ha lært antall og nøytroner som kommer inn i kjernene til atomene den består av. Masse elektronskall og massefeilen i dette tilfellet bør neglisjeres. Ta massen lik 1,67∙10^(-24) g For eksempel, hvis det er kjent at hvis et molekyl består av to oksygenatomer, hva er dets masse? Kjernen til et oksygenatom inneholder 8 protoner og 8 nøytroner. Total nukleoner 8+8=16. Da er massen til atomet 16∙1,67∙10^(-24)=2,672∙10^(-23) g Siden molekylet består av to atomer, er massen 2∙2,672∙10^(-23)=. 5,344 ∙10^(-23) g.

Du kan beregne massen til ethvert molekyl ved å kjenne dens kjemiske formel. La oss for eksempel beregne den relative molekylmassen til et alkoholmolekyl.

Du vil trenge

Mendeleev bord

Bruksanvisning

Tenk på den kjemiske formelen til molekylet. Bestem hvilke atomer av kjemiske elementer som er inkludert i sammensetningen.

Alkoholformelen er C2H5OH. Alkoholmolekylet inneholder 2 atomer, 6 hydrogenatomer og 1 oksygenatom.

Hvis massen til et molekyl er i gram i stedet for i atommasseenheter, bør det huskes at en atommasseenhet er massen til 1/12 av et karbonatom. Tallmessig 1 a.u.u. = 1,66*10^-27 kg.

Da er massen til alkoholmolekylet 46*1,66*10^-27 kg = 7,636*10^-26 kg.

Merk

I periodiske tabell Mendeleevs kjemiske elementer er ordnet i rekkefølge etter økende atommasse. Eksperimentelle metoder for å bestemme molekylvekt er utviklet hovedsakelig for løsninger av stoffer og for gasser. Det finnes også en massespektrometrimetode. Konseptet med molekylvekt er av stor praktisk betydning for polymerer. Polymerer er stoffer som består av repeterende grupper av atomer, men antallet av disse gruppene er ikke det samme, så for polymerer er det et konsept om gjennomsnittlig molekylvekt. Av gjennomsnitt molekylvekt kan indikere graden av polymerisering av et stoff.

Nyttige råd

Molekylmasse er en viktig størrelse for fysikere og kjemikere. Når du kjenner til molekylmassen til et stoff, kan du umiddelbart bestemme tettheten til gassen, finne ut molariteten til stoffet i løsning og bestemme sammensetningen og formelen til stoffet.

Kilder:

Molekylmasse
hvordan beregne massen til et molekyl

Molekylvekt er molekylvekten, som også kan kalles masseverdien til et molekyl. Molekylmasse uttrykkes i atommasseenheter. Hvis vi analyserer verdien av molekylmassen i deler, viser det seg at summen av massene til alle atomene som utgjør molekylet representerer dets molekylmasse masse. Hvis vi snakker om måleenheter for masse, er overveiende alle målinger gjort i gram.

Bruksanvisning

Molekylær masse i seg selv er assosiert med begrepet et molekyl. Men det kan ikke sies at denne tilstanden bare kan brukes på de der molekylet f.eks. hydrogen, er plassert separat. For tilfeller der molekylene ikke er atskilt fra resten, men i nær sammenheng, er alle de ovennevnte betingelsene og definisjonene også gyldige.

Til å begynne med, for å bestemme masse hydrogen, trenger du -, som inneholder hydrogen og som det lett kan isoleres fra. Dette kan være en slags alkoholløsning eller annen blanding, hvor noen av komponentene under visse forhold endrer tilstand og lett frigjør løsningen fra dens tilstedeværelse. Finn en løsning som du kan fordampe nødvendige eller unødvendige stoffer fra ved hjelp av varme. Dette er mest enkel måte. Bestem nå om du vil fordampe et stoff du ikke trenger eller om det skal være hydrogen, et molekyl masse som du planlegger å måle. Hvis et unødvendig stoff fordamper, er det greit, så lenge det ikke er giftig. ved fordampning av ønsket stoff trenger du utstyr slik at all fordampning bevares i kolben.

Etter at du har skilt alt unødvendig fra sammensetningen, begynn å måle. Til dette formålet passer Avogadros nummer for deg. Det er med dens hjelp du kan beregne den relative atom- og molekylvekten masse hydrogen. Finn alle alternativene du trenger hydrogen som er til stede i en hvilken som helst tabell, bestemme tettheten til den resulterende gassen, da den vil være nyttig for en av formlene. Erstatt deretter alle oppnådde resultater og endre om nødvendig måleenheten til , som nevnt ovenfor.

Begrepet molekylvekt er mest relevant når det gjelder polymerer. Det er for dem det er viktigere å introdusere konseptet med gjennomsnittlig molekylvekt, på grunn av heterogeniteten til molekylene som er inkludert i deres sammensetning. Ut fra gjennomsnittlig molekylvekt kan man også bedømme hvor høy polymerisasjonsgraden til et bestemt stoff er.

Video om emnet

Vekt stoffer er funnet ved hjelp av en enhet som kalles en vekt. Du kan også beregne masse lik, hvis kjent mengde stoffer og dens molare masse eller dens tetthet og volum. Mengde ren stoffer kan finnes av massen eller antall molekyler den inneholder.

For å måle massen til et atom brukes relativ atommasse, som uttrykkes i atommasseenheter (amu). Relativ molekylvekt består av de relative atommassene til stoffer.

Begreper

For å forstå hva relativ atommasse er i kjemi, bør du forstå at den absolutte massen til et atom er for liten til å uttrykkes i gram, langt mindre i kilo. Derfor, i moderne kjemi, tas 1/12 av massen av karbon som en atommasseenhet (amu). Relativ atommasse er lik forholdet mellom den absolutte massen og 1/12 av den absolutte massen av karbon. Med andre ord reflekterer relativ masse hvor mange ganger massen til et atom av et bestemt stoff overstiger 1/12 massen til et karbonatom. For eksempel er den relative massen av nitrogen 14, dvs. Nitrogenatomet inneholder 14 a. e.m. eller 14 ganger mer enn 1/12 av et karbonatom.

Ris. 1. Atomer og molekyler.

Blant alle elementene er hydrogen den letteste, massen er 1 enhet. De tyngste atomene har en masse på 300 a. spise.

Molekylmasse er en verdi som indikerer hvor mange ganger massen til et molekyl overstiger 1/12 av massen til karbon. Også uttrykt i en. e.m. Massen til et molekyl består av massen av atomer, derfor, for å beregne den relative molekylmassen er det nødvendig å legge sammen massene til atomene til stoffet. For eksempel er den relative molekylvekten til vann 18. Denne verdien er summen av de relative atommassene til to hydrogenatomer (2) og ett oksygenatom (16).

Ris. 2. Karbon i det periodiske systemet.

Som du kan se, har disse to konseptene flere felles kjennetegn:

de relative atom- og molekylmassene til et stoff er dimensjonsløse mengder;
relativ atommasse er betegnet Ar, molekylmasse - Mr;
Måleenheten er den samme i begge tilfeller - a. spise.

Molare og molekylære masser er de samme numerisk, men varierer i dimensjon. Molar masse er forholdet mellom massen til et stoff og antall mol. Det gjenspeiler massen til en mol, som er lik Avogadros tall, dvs. 6,02 ⋅ 10 23 . For eksempel veier 1 mol vann 18 g/mol, og M r (H 2 O) = 18 a. e.m. (18 ganger tyngre enn én atommasseenhet).

Hvordan regne ut

For å uttrykke relativ atommasse matematisk, bør man bestemme at 1/2 del av karbon eller én atommasseenhet er lik 1,66⋅10 −24 g Derfor er formelen for relativ atommasse som følger:

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,

hvor m a er den absolutte atommassen til stoffet.

Den relative atommassen til kjemiske elementer er angitt i det periodiske systemet til Mendeleev, så det trenger ikke å beregnes uavhengig når du løser problemer. Relative atommasser er vanligvis avrundet til hele tall. Unntaket er klor. Massen til atomene er 35,5.

Det skal bemerkes at når man beregner den relative atommassen til elementer som har isotoper, tas gjennomsnittsverdien i betraktning. Atommasse i dette tilfellet beregnes som følger:

A r = ΣA r,i n i,

der A r,i er den relative atommassen til isotoper, n i er innholdet av isotoper i naturlige blandinger.

For eksempel har oksygen tre isotoper - 16 O, 17 O, 18 O. Deres relative masse er 15.995, 16.999, 17.999, og innholdet i naturlige blandinger er henholdsvis 99.759%, 0.037%, 0.204%. Ved å dele prosentene med 100 og erstatte verdiene får vi:

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

Med henvisning til det periodiske systemet er det lett å finne denne verdien i oksygencellen.

Ris. 3. Periodesystemet.

Relativ molekylmasse er summen av massene til atomene til et stoff:

Ved bestemmelse av den relative molekylvektverdien tas symbolindekser i betraktning. For eksempel, å beregne massen til H 2 CO 3 er som følger:

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

Når du kjenner den relative molekylmassen, er det mulig å beregne den relative tettheten til en gass fra den andre, dvs. bestemme hvor mange ganger ett gassformig stoff er tyngre enn det andre. For å gjøre dette, bruk ligningen D (y) x = M r (x) / M r (y).

Hva har vi lært?

Fra leksjonen i 8. klasse lærte vi om relativ atom- og molekylmasse. Enheten for relativ atommasse er tatt til å være 1/12 av massen av karbon, lik 1,66⋅10 −24 g For å beregne massen, er det nødvendig å dele den absolutte atommassen til stoffet med atommasseenheten. (amu). Verdien av den relative atommassen er angitt i det periodiske systemet til Mendeleev i hver celle i elementet. Molekylmassen til et stoff er summen av de relative atommassene til elementene.

Test om emnet

Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig rangering: 4.6. Totalt mottatte vurderinger: 190.

Den absolutte massen til et molekyl av substans B kan beregnes ved hjelp av ligningen

Absolutte masser av atomer og molekyler. Atommasseenhet. Relativ atommasse. Relativ molekylvekt og dens beregning.

Oppgave 5. Bestem den absolutte massen (gm) til et vannmolekyl.

De absolutte massene av molekyler kan lett erstattes gjennom relative molekylmasser (se, 3, kapittel I). Molekylvekten til den første gassen er

Beregn den absolutte massen til ett molekyl Br3, Oj, NH3, H2SO4, H2O, I2.

Basert på den molare massen og Avogadros tall, kan de absolutte massene av atomer og molekyler beregnes ved å bruke følgende formel -

Svar Den absolutte massen til et vannmolekyl er lik 3X X 10-" g = 3-10- kg.

Antallet molekyler i en mol av et stoff, kalt Avogadros tall, Nf, = 6,0240-Yu Ved å dele massen av en mol av et stoff med Avogadros tall, får vi den absolutte massen til molekylet i gram. For eksempel er massen til et molekyl Hg 2,016 6,02-10 = 3,35-10" g. Den absolutte massen til et atom beregnes på samme måte. Molekyler har en diameter på omtrent en til titalls ångstrøm (1 A = 10" cm) .

Avhengig av størrelsen og formen på enhetscellen, samt mulige størrelser og symmetrien til molekylet avgjør spørsmålet - hvor mange molekyler som får plass i en gitt enhetscelle. Når du løser dette problemet, ta alltid hensyn til regelen om at molekylene er tett pakket i krystallen, det vil si at fremspringene til ett molekyl passer inn i fordypningene til et annet osv. (Fig. 16). Dermed gjør formen på enhetscellen det ofte mulig å bedømme generell form molekyler. Den absolutte massen til et molekyl (som det er lett å beregne molekylmassen fra) basert på røntgendiffraksjonsdata bestemmes som følger

Når du kjenner Avogadros tall, er det lett å finne den absolutte massen til en partikkel av et hvilket som helst stoff. Faktisk er massen i gram av et molekyl (atom) til et stoff lik den molare massen delt på Avogadros tall. For eksempel er den absolutte massen til et hydrogenatom (den molare massen av hydrogenatomer er 1,008 g/mol) 1,67-10 g Det er omtrent like mange ganger mindre enn massen til en liten pellet, hvor mange ganger massen til en person er mindre enn massen til hele kloden.

På denne måten kan de absolutte massene av molekyler og atomer til andre grunnstoffer beregnes. Siden disse mengdene er ubetydelig små og upraktiske for beregninger, brukes begrepet atomvekt (molekylvekt), som tilsvarer massen av atomer (molekyler), uttrykt i relative enheter. Per atommasseenhet (a.m.u.)

Antall molekyler i 1 mol av et stoff, kalt Avogadros konstant VA, er 6,0220-10. Ved å dele massen til 1 mol av et hvilket som helst stoff med Avogadros konstant, får vi den absolutte massen til molekylene i gram. For eksempel er massen til H-molekylet 2,016 6,02-10 3 = 3,35 g. På samme måte beregnes den absolutte massen til et atom. Molekylene har en diameter på omtrent 0,1 til 1 nm.

Hvordan beregnes den absolutte massen til atomer og molekyler.

Den kinetiske energien e til to molekyler med massene Sh] og Sh2 kan uttrykkes både i form av deres felles absolutte hastigheter C og Cr i rommet, og i form av komponentene til disse hastighetene

Beregning av absolutte masser og volumer av atomer og molekyler

Kvotienten for å dele den absolutte massen til et molekyl av en forbindelse eller et element med en tolvtedel av den absolutte massen til et karbonisotopatom. Summen av atommassene til alle elementene i et molekyl.

Massene til andre atomer, så vel som molekyler, er også ekstremt små (absolutt molekylmasse er betegnet tm), for eksempel er massen til et vannmolekyl

I henhold til kjemisk formel gassformig stoff du kan definere noe av det kvantitative egenskaper prosentvis sammensetning, molekylvekt, tetthet, relativ tetthet for enhver gass, absolutt masse av molekylet.

Kontrollspørsmål. 1. Hva er et atommolekyl atomvekt molekylvekt masse av en atommasse til et molekyl gram-atom gram-molekyl 2. Hva er molekylvekten til CO2 og den absolutte massen til et COa-molekyl, uttrykt i gram 3. Hvordan er Avogadros lov formulert 4. Hvilket volum opptar et gram-molekyl på? normale forhold 5. Hva er Avogadros tall Hva er det lik 6. I følge formelen til acetylen C3Na

For eksempel betyr en relativ molekylvekt for vann på 18 (avrundet) at et vannmolekyl er 18 ganger tyngre enn 1 2 deler av den absolutte massen til et karbonatom.

Definer begrepene a) grunnstoff, atom, molekyl b) enkelt og komplekst stoff c) relative atom- og molekylmasser, absolutte masser av et atom og molekyl. Hva skal forstås med den betingede partikkelen UC

Mye tidligere, i andre halvdel av 1800-tallet, ble de første forsøkene gjort på å nærme seg spørsmålet om den absolutte massen og størrelsen til atomer og molekyler. Selv om det helt klart er umulig å veie et enkelt molekyl, åpnet teorien seg på en annen måte: det var nødvendig å på en eller annen måte bestemme antall partikler i et mol med molekyler eller atomer - det såkalte Avogadro-tallet (A). Det er like umulig å telle molekyler direkte som det er å veie dem, men Avogadros tall er inkludert i mange ligninger i ulike grener av fysikken, og det kan beregnes ut fra disse ligningene. Åpenbart, hvis resultatene av slike beregninger, utført på flere uavhengige måter, faller sammen, kan dette tjene som bevis på riktigheten av den funnet verdien.

Siden de absolutte massene til atomer og molekyler er små, brukes vanligvis relative masser.

Den kinetiske energien til to molekyler med masser og kan uttrykkes i form av hastighetskomponenter eller i form av de absolutte hastighetene i seg selv som følger

Som kjent er varme et mål på den kinetiske bevegelsesenergien til partiklene som danner et gitt stoff. Det er fastslått at ved en temperatur betydelig over temperaturen på absolutt null, er gjennomsnittet kinetisk energi molekyler er proporsjonale absolutt temperatur T. For et molekyl med masse m og gjennomsnittshastighet Og

Eksempel 8. Regn ut den absolutte massen til et svovelsyremolekyl i gram.

Alle studerte forbindelser er delt inn i en treningsarray som inneholder molekyler med kjente egenskaper, og den forutsagte gruppen av molekyler. Det analyserte opplæringsarrayet for eiendommen som studeres er delt inn i to alternative grupper (aktiv - inaktiv). De opprettede modellene representerer ligninger av den logiske formen L = 7 (3), hvor L er aktivitet, (8) er det avgjørende settet av funksjoner (RSF) - et kompleks av fragmenter av strukturformler og deres ulike kombinasjoner, den såkalte s.k. understrukturelle deskriptorer. Vurderingen av påvirkningen av fragmenter og deres kombinasjoner på aktiviteten utføres på grunnlag avn, varierende fra minus 1 til pluss 1. Jo høyere absoluttverdi av informasjonsinnholdet er, desto større er sannsynligheten for påvirkning av en gitt funksjon på eiendommene. Plusstegnet karakteriserer positiv innflytelse, minus - negativ. P er en algoritme ved hjelp av hvilken egenskapene til stoffene som studeres gjenkjennes. I prognoseprosessen brukes to algoritmer - geometri (I) og stemmegivning (II). Den første av dem er basert på å bestemme avstanden i den euklidiske metrikken mellom stoffet som studeres og den beregnede hypotetiske standarden til egenskapen som studeres. Den andre metoden innebærer å analysere antall funksjoner (stemmer) i strukturen av sammenhenger, med positivt og negativt informasjonsinnhold. Molekylær designprosedyrer er beskrevet videre i del 5.

Relativ molekylmasse Mr er forholdet mellom den absolutte massen til et molekyl og Vi2 massen til et atom i en karbonisotop. Vær oppmerksom på at relative masser per definisjon er dimensjonsløse mengder.

Becker munnstykke. Ulike kinetiske metoder for å løse problemet med isotopseparasjon kan klassifiseres i metoder som bruker forskjellen i overføringskoeffisienter for molekyler ulike masser, og til metoder som bruker bevegelsen av den separerte blandingen i et potensielt felt. Den mest typiske metoden i den andre klassen er nettopp gassentrifugemetoden, som imidlertid krever svært imponerende utviklingsarbeid selv for en laboratoriedemonstrasjon av dens enorme kapasiteter, på grunn av den absolutte ikke-standardiserte konstruksjonen av gasssentrifugen. Foreslått, antagelig av Dirac, omtrent samtidig med gassentrifugen, separasjonsdysemetoden (Becker-dyse, oppkalt etter lederen av det første vellykkede eksperimentelle arbeidet)

Atomer av elementer og molekyler av stoffer er preget av en viss fysisk (absolutt) masse m, for eksempel er massen til hydrogenatomet H 1,67 g, massen til P4-molekylet er 2,06-10 g, massen til H molekylet er 2,99-10 g, massen til molekylet H2804 1,63 K) g De absolutte massene av atomer til grunnstoffer og molekyler av stoffer er ekstremt små, og det er upraktisk å bruke slike verdier. Derfor ble konseptet om den relative massen av atomer og molekyler introdusert.

Relativ molekylvekt kjemisk forbindelse- et tall som viser hvor mange ganger den absolutte massen til ett molekyl av en atomforbindelse er større enn atommasseenheten.

Bestemmelse av de absolutte massene av atomer (så vel som massene av molekyler og deres fragmenter) massespektroskopi.

Av stor verdi er bestemmelsen av den absolutte massen av innholdet i en enhetscelle av en krystallstruktur. Enhetscelledimensjoner kan måles, om nødvendig, med svært høy nøyaktighet (feil mindre enn 0,01%). Det er vanskeligere å måle tettheter, men den totale målefeilen kan være opptil 0,1 % av enhetens cellemasse (uten å være for stor eksperimentelt arbeid). I tillegg til å bestemme den absolutte massen til en celle, kan informasjon om mulig innhold i en celle hentes fra krystallstrukturer på en annen måte. Romgruppen av symmetri, arten og variasjonen av ekvivalente tillatte nodeposisjoner, og de grunnleggende kravene om at intensiteten til de observerte røntgenrefleksjonene skal svare, innenfor akseptable grenser, til intensiteten beregnet for den antatte krystallstrukturen, gir alle en viss mengde informasjon som må finnes i samsvar med tiltenkt kjemisk formel. Derfor, uavhengig av tilstedeværelsen av andre molekyler, må 46 vannmolekyler per enhetscellestruktur av type I-hydrater inkluderes i en hvilken som helst formel Hvis enhetscelledimensjonene

Avogadros tall er antall molekyler i et grammolekyl av et hvilket som helst stoff. Denne verdien kan bestemmes ulike metoder mens resultatene er oppnådd forskjellige måter, faller sammen innenfor grensene for målenøyaktighet. For øyeblikket antas verdien av Avogadros nummer å være 6,023-10. Avogadros tall er en universell konstant det avhenger ikke av stoffets natur og dets aggregeringstilstand. For å beregne den absolutte massen til et atom eller molekyl, del gram-atom- eller gram-molekylmassen med Avogadros tall. For eksempel,

En av de viktigste egenskapene til et stoff er dets molekylvekt. Siden de absolutte massene til molekyler er veldig små, brukes relative masser i beregninger. Molekylvekten til et stoff forstås vanligvis som forholdet mellom massen til et molekyl av et gitt stoff og 1/12 av massen til et karbonatom. Følgelig sammenlignes massene av atomer av kjemiske elementer også med 1/12 av massen til et karbonatom. Da er atommassen til karbon 12, andre elementer (avrundet) hydrogen - 1, oksygen - 16, nitrogen - 14. Massen til et molekyl av en kjemisk forbindelse bestemmes ved å legge til atommassene til elementene som utgjør molekylet. For eksempel molekylvekt karbondioksid CO2 er lik 12 + 2-16 = 44 (1 karbonatom med masse 12 og 2 oksygenatomer med masse 16). Molekylvekten til metan CH er 12 + 4-1 = 16. Molekylvekten til noen av de mest brukte brennbare gassene og deres forbrenningsprodukter er gitt i tabell. 1.1.

Selvfølgelig er tilstander II og III ikke absolutt stabile, og som et resultat av termisk bevegelse kan det oppstå svingninger rundt disse posisjonene eller til og med rotasjoner. Med økende temperatur øker det relative antallet molekyler i massen til et stoff som ikke tilsvarer den mest stabile tilstanden, men kan ikke overstige antallet molekyler i grunntilstanden.

Dalton så ikke en kvalitativ forskjell mellom enkel og komplekse atomer gjenkjente derfor ikke to stadier (atomer og molekyler) i materiens struktur. I denne forstand var Daltons atomisme et skritt tilbake i sammenligning med Lomonosovs elementær-korpuskulære konsept. Imidlertid var den rasjonelle delen av Daltons atomisme hans lære om massen av atomer. Ganske riktig å tro at de absolutte massene av atomer er ekstremt små, foreslo Dalton å bestemme relative atommasser. I dette tilfellet ble massen til hydrogenatomet, som det letteste av alle atomer, tatt som enhet. Dermed var Dalton den første som definerte atommassen til et grunnstoff som forholdet mellom massen til et atom i et gitt grunnstoff og massen til et hydrogenatom. Han kompilerte også den første tabellen over atommasser av 14 grunnstoffer. Daltons lære om atommasser spilte en uvurderlig rolle i transformasjonen av kjemi til en kvantitativ vitenskap og oppdagelsen periodisk lov. Derfor

Det er nødvendig å skille mellom begrepene absolutt masse av et molekyl og gram-molekyl. Så 10 gram molekyler vann er 18 X 10 = 180 g, dvs. omtrent et glass vann, og 10 molekyler vann er en ubetydelig mengde som ikke kan veies.

Hva er den molekylære ekvivalenten? CO2-masse den absolutte massen til et CO2-molekyl, uttrykt i primtall 3. Hvordan Avogadros lov er formulert 4. Hvilket volum opptar et grammatisk molekyl av en gass under normale forhold?

Basert på de utførte eksperimentene ble det etablert en klar sammenheng mellom den absolutte massen av diffuse aminosyremolekyler og deres molekylvekter.

Se sider hvor begrepet er nevnt Molekylens absolutte masse: Grunnleggende generell kjemi bind 2 utgave 3 (1973) -- [