Атомная единица массы. Относительная атомная масса. Моль, молярная и молекулярная массы. Массовая, объемная и мольная доли.
Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 массы m атома углерода 12С (m одного атома 12С равна 1,993× кг).
Относительная
атомная масса-это
безразмерная величина, равная отношению
массы m
молекулы вещества к 1/12 массы атома 12С:
Моль - это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной Авогадро (NA= 6,02× моль-1).
Молярная масса вещества (M) – масса одного моля этого вещества. По величине она равна относительной молекулярной массе Mr (для веществ атомного строения – относительной атомной массе Ar). Молярная масса имеет размерность г/моль.
Относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс атомов, входящих в состав молекулы
Массовая доля вещества А в системе – отношение его массы к массе всей системы (часто эту величину выражают в %):
Все задачи, связанные с расчетами по массовым долям, следует решать, используя эту формулу. Чтобы избежать досадных технических ошибок, рекомендуем при проведении расчетов сразу же % перевести в доли.
Объемная доля компонента – отношение объема компонента к объему всей системы:
Мольная доля компонента – отношение количества вещества (моль) компонента А к общему количеству молей всех компонентов системы:
3. Количественные соотношения в химии. Стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава (дальтониды и бертоллиды), закон кратных отношений. Газовые законы: закон Авогадро, уравнение Менделеева-Клапейрона.
Закон сохранения массы:
Масса вещества, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Благодаря этому закону, открытому М. В. Ломоносовым в 1748-1756гг., химия перешла от науки качественной к количественной. В производстве на этой основе ведутся расчеты материальных балансов.
Закон постоянства состава:
Любое химически индивидуальное соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.
Это значит, что соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны. Закон всегда выполняется для газообразных и жидких веществ. Для вещества, находящегося в твердом состоянии, закон не справедлив. Это связано с тем, что в кристаллической структуре любого твердого вещества всегда, в той или иной мере, имеются пустоты, не заполненные атомами, примесные атомы др элементов и другие отклонения от идеальной структуре. На все это, наряду с температурой, давлением, концентрациями веществ, влияет очень большое число других факторов, связанные уже с технологией получения, выделения и очистки вещества. Обычная вода содержит 11% водорода, а тяжелая - почти в два раза больше, 20%.
Закон кратных отношений:
Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа (Дж. Дальтон, 1808г).
Так, углерод образует с кислородом два соединения. Одно из них – оксид углерода – содержит 42,88% (масс.) углерода и 57,12% (масс.) кислорода. Второе соединение – диоксид углерода – содержит 27,29% (масс.) углерода и 72,71% (масс.) кислорода. Подсчитаем массу кислорода, соединяющуюся с одним и тем же количеством углерода при образовании оксидов. Для этого разделим друг на друга величины, выражающие содержание кислорода и углерода в том и другом оксидах. Получим, что на одну единицу массы углерода в диоксиде углерода приходится ровно в 2 раза больше кислорода, чем в оксиде углерода (2).
Закон кратных отношений, как и закон постоянства состава, не является всеобщим и, также не справедлив для веществ в твердом состоянии.
Закон Авогадро:
В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и тоже число молекул.
(1811г.) закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газах например, таких, как водород, хлор, кислород, азот. Закон применим и для заряженных частиц в газовой фазе (электронов, ионов), если из концентрация невелика, а воздействие магнитных и электрических полей можно пренебречь.
Уравнение Клапейрона – Менделеева
Молярная масса газов можно вычислить также, пользуясь уравнением идеального газа – уравнением Клапейрога – Менделеева:
pV = mBRT/MB
где p – давление газа, Па; V – его объем; mB – масса вещества, г; MB – его молярная масса, г/моль; T – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянна, равная 8,314 Дж/(моль К).
Если объем и давление газа выражены в других единицах измерения, то значение газовой постоянной в уравнении Клапейрона – Менделеева примет другое значение. Оно может быть рассчитано по формуле, вытекающей из объединенного закона газового состояния для моля вещества при нормальных условиях:
R= (pо Vо/Tо)для одного моля газа