Una de las unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI) es La unidad de cantidad de una sustancia es el mol.

Lunar – esta es la cantidad de sustancia que contiene tanta unidades estructurales de una sustancia determinada (moléculas, átomos, iones, etc.), cuántos átomos de carbono están contenidos en 0,012 kg (12 g) de un isótopo de carbono 12 CON .

Considerando que el valor de la masa atómica absoluta del carbono es igual a metro(C) = 1,99 10  26 kg, se puede calcular el número de átomos de carbono norte A, contenido en 0,012 kg de carbono.

Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de partículas de esta sustancia (unidades estructurales). El número de unidades estructurales contenidas en una sustancia con una cantidad de un mol es 6,02 · 10 23 y se llama El número de Avogadro (norte A ).

Por ejemplo, un mol de cobre contiene 6,02 · 10 23 átomos de cobre (Cu) y un mol de hidrógeno (H 2) contiene 6,02 · 10 23 moléculas de hidrógeno.

Masa molar(METRO) es la masa de una sustancia tomada en una cantidad de 1 mol.

La masa molar se designa con la letra M y tiene la dimensión [g/mol]. En física se utiliza la unidad [kg/kmol].

En general valor numérico La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con el valor de su masa molecular relativa (atómica relativa).

Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua es:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

La masa molar del agua tiene el mismo valor, pero se expresa en g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Por tanto, un mol de agua que contiene 6,02 10 23 moléculas de agua (respectivamente 2 6,02 10 23 átomos de hidrógeno y 6,02 10 23 átomos de oxígeno) tiene una masa de 18 gramos. El agua, con una cantidad de sustancia de 1 mol, contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y un mol de átomos de oxígeno.

1.3.4. La relación entre la masa de una sustancia y su cantidad.

Conociendo la masa de una sustancia y su fórmula química, y por tanto el valor de su masa molar, se puede determinar la cantidad de la sustancia y, a la inversa, conociendo la cantidad de la sustancia, se puede determinar su masa. Para tales cálculos debes usar las fórmulas:

donde ν es la cantidad de sustancia, [mol]; metro– masa de la sustancia, [g] o [kg]; M – masa molar de la sustancia, [g/mol] o [kg/kmol].

Por ejemplo, para encontrar la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4) en una cantidad de 5 moles, encontramos:

1) el valor de la masa molecular relativa del Na 2 SO 4, que es la suma de los valores redondeados de las masas atómicas relativas:

Мr(Na 2 SO 4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) un valor numéricamente igual de la masa molar de la sustancia:

M(Na2SO4) = 142 g/mol,

3) y, finalmente, la masa de 5 moles de sulfato de sodio:

metro = ν M = 5 moles · 142 g/mol = 710 g.

Respuesta: 710.

1.3.5. La relación entre el volumen de una sustancia y su cantidad.

En condiciones normales (n.s.), es decir a presión R , igual a 101325 Pa (760 mm Hg), y temperatura T, igual a 273,15 K (0 С), un mol de diferentes gases y vapores ocupa el mismo volumen igual a 22,4 litros.

El volumen que ocupa 1 mol de gas o vapor a nivel del suelo se llama volumen molargas y tiene la dimensión litro por mol.

Vmol = 22,4 l/mol.

Conociendo la cantidad sustancia gaseosa (ν ) Y valor del volumen molar (V mol) Puedes calcular su volumen (V) en condiciones normales:

V = ν V mol,

donde ν es la cantidad de sustancia [mol]; V – volumen de sustancia gaseosa [l]; Vmol = 22,4 l/mol.

Y, a la inversa, conociendo el volumen ( V) de una sustancia gaseosa en condiciones normales, su cantidad (ν) se puede calcular :

unidad atómica masas. El número de Avogadro

La materia está formada por moléculas. Por molécula entendemos partícula más pequeña de esta sustancia, preservando Propiedades químicas de esta sustancia.

Lector: ¿En qué unidades se mide la masa de las moléculas?

Autor: La masa de una molécula se puede medir en cualquier unidad de masa, por ejemplo en toneladas, pero como las masas de las moléculas son muy pequeñas: ~10–23 g, entonces Por comodidad introdujo una unidad especial - unidad de masa atómica(a.e.m.).

Unidad de masa atómicaSe llama valor igual a la masa del átomo de carbono 6 C 12.

La notación 6 C 12 significa: un átomo de carbono que tiene una masa de 12 uma. y carga nuclear – 6 cargas elementales. De manera similar, 92 U 235 es un átomo de uranio con una masa de 235 uma. y la carga del núcleo es de 92 cargas elementales, 8 O 16 es un átomo de oxígeno con una masa de 16 uma y la carga del núcleo es de 8 cargas elementales, etc.

Lector: ¿Por qué se eligió como unidad de masa atómica? (pero no o ) parte de la masa de un átomo y específicamente del carbono, y no del oxígeno o del plutonio?

Se ha establecido experimentalmente que 1 g » 6,02×10 23 uma.

El número que muestra cuántas veces la masa de 1 g es mayor que 1 uma se llama El número de Avogadro: norte A = 6,02×10 23.

De aquí

norte A × (1 uma) = 1 g (5.1)

Despreciando la masa de los electrones y la diferencia de masas de un protón y un neutrón, podemos decir que el número de Avogadro muestra aproximadamente cuántos protones (o, lo que es casi lo mismo, átomos de hidrógeno) se deben tomar para formar una masa de 1 g (figura 5.1).

Lunar

La masa de una molécula, expresada en unidades de masa atómica, se llama relativo peso molecular .

Designada Señor(r– de relativo – relativo), por ejemplo:

12 a.m. = 235 a.m.u.

Una porción de una sustancia que contiene la misma cantidad de gramos de una sustancia determinada que el número de unidades de masa atómica contenidas en una molécula de una sustancia determinada se llama orar(1mol).

Por ejemplo: 1) peso molecular relativo del hidrógeno H2: por tanto, 1 mol de hidrógeno tiene una masa de 2 g;

2) peso molecular relativo dióxido de carbono CO2:

12 uma + 2×16 a.m.u. = 44 uma

por lo tanto, 1 mol de CO 2 tiene una masa de 44 g.

Declaración. Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de moléculas: norte A = 6,02×10 23 uds.

Prueba. Sea la masa molecular relativa de una sustancia. Señor(a. m.) = Señor× (1 uma). Entonces, según la definición, 1 mol de una sustancia dada tiene una masa Señor(d) = Señor×(1g). Dejar norte es el número de moléculas en un mol, entonces

norte×(masa de una molécula) = (masa de un mol),

El mol es la unidad de medida básica en el SI.

Comentario. Un mol se puede definir de diferentes maneras: 1 mol es norte A = = 6,02×10 23 moléculas de esta sustancia. Entonces es fácil entender que la masa de 1 mol es igual a Señor(GRAMO). De hecho, una molécula tiene una masa. Señor(a.u.m.), es decir

(masa de una molécula) = Señor× (1 uma),

(masa de un mol) = norte A ×(masa de una molécula) =

= norte Una × Señor× (1 uma) = .

La masa de 1 mol se llama masa molar de esta sustancia.

Lector: Si tomas la masa t alguna sustancia masa molar cual es igual a m, entonces ¿cuantos moles seran?

Recordemos:

Lector: ¿En qué unidades SI se debe medir m?

, [m] = kg/mol.

Por ejemplo, la masa molar del hidrógeno.

Lunar- uno de los conceptos más importantes En química, se trata de una especie de vínculo para la transición del micromundo de átomos y moléculas al macromundo ordinario de gramos y kilogramos.

En química a menudo tenemos que contar grandes cantidadesátomos y moléculas. Para un cálculo rápido y eficaz, se acostumbra utilizar el método de pesaje. Pero necesitas saber el peso. átomos individuales y moléculas. Para averiguar la masa molecular, es necesario sumar la masa de todos los átomos incluidos en el compuesto.

Tomemos una molécula de agua H 2 O, que consta de un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. De la tabla periódica de Mendeleev aprendemos que un átomo de hidrógeno pesa 1,0079 uma. ; un átomo de oxígeno: 15,999 uma. Ahora, para calcular la masa molecular del agua, necesitamos sumar las masas atómicas de los componentes de la molécula de agua:

H 2 O = 2 1,0079 + 1 15,999 = 18,015 uma

Por ejemplo, para el sulfato de amonio el peso molecular será:

Al 2 (SO 4) 3 = 2 26,982 + 3 32,066 + 12 15,999 = 315,168 uma.

Volvamos de nuevo a La vida cotidiana, en el que estamos acostumbrados a utilizar conceptos como par, diez, docena, cien. Todas estas son unidades de medida únicas. ciertos objetos: un par de zapatos, una docena de huevos, cien clips. Una unidad de medida similar en química es MOL.

La ciencia moderna ha determinado con gran precisión el número de unidades estructurales (moléculas, átomos, iones...) que contiene 1 mol de una sustancia: esto es 6,022 · 10 23 - la constante de avogadro, o El número de Avogadro.

Todo lo anterior sobre el muelle se refiere al microcosmos. Ahora necesitamos conectar el concepto de topo con el macrocosmos cotidiano.

El matiz es que 12 gramos del isótopo de carbono 12 C contienen 6,022·10 23 átomos de carbono, o exactamente 1 mol. Así, para cualquier otro elemento, un mol se expresa en una cantidad de gramos igual a la masa atómica del elemento. Para compuestos químicos Un mol se expresa en una cantidad de gramos igual al peso molecular de un compuesto.

Un poco antes descubrimos que el peso molecular del agua es 18,015 uma. Teniendo en cuenta los conocimientos adquiridos sobre el mol, podemos decir que la masa de 1 mol de agua = 18,015 g (ya que un mol de un compuesto es la cantidad de gramos igual a su peso molecular). En otras palabras, podemos decir que 18,015 g de agua contienen 6,022 · 10 23 moléculas de H 2 O, o 1 mol de agua = 1 mol de oxígeno + 2 moles de hidrógeno.

Del ejemplo anterior, la conexión entre el microcosmos y el macrocosmos a través de un topo queda clara:

• n - cantidad de sustancia, mol;
• N - número de partículas;
• N A - Número de Avogadro, mol -1

Aquí hay algunos ejemplos prácticos usos del mole:

Tarea 1:¿Cuántas moléculas de agua hay en 16,5 moles de H2O?

Solución: 16,5 6,022 10 23 = 9,93 10 24 moléculas.

Tarea 2:¿Cuántos moles hay en 100 gramos de H2O?

Solución:(100 g/1)·(1 mol/18,015 g) = 5,56 mol.

Tarea #3:¿Cuántas moléculas contienen 5 g de dióxido de carbono?

Solución:

1. Determine el peso molecular del CO 2: CO 2 = 1 12,011 + 2 15,999 = 44,01 g/mol
2. Encuentre el número de moléculas: (5g/1)·(1mol/44,01g)·(6,022·10 23 /1mol) = 6,84·10 22 moléculas de CO 2

El concepto mol se utiliza para medir sustancias químicas. Descubramos las características de esta cantidad, demos ejemplos de tareas de cálculo con su participación y determinemos la importancia. este término.

Definición

El mol en química es una unidad de cálculo. Representa la cantidad una determinada sustancia, que contiene tantas unidades estructurales (átomos, moléculas) como las que contienen 12 gramos de un átomo de carbono.

El número de Avogadro

La cantidad de sustancia está relacionada con el número de Avogadro, que es 6*10^23 1/mol. Para sustancias estructura molecular Se cree que un mol incluye precisamente el número de Avogadro. Si necesita contar la cantidad de moléculas contenidas en 2 moles de agua, entonces necesita multiplicar 6*10^23 por 2, obtenemos 12*10^23 piezas. Veamos el papel que juegan las polillas en la química.

Cantidad de sustancia

Una sustancia que consta de átomos contiene el número de Avogadro. Por ejemplo, para un átomo de sodio es 6*10*23 1/mol. ¿Cuál es su designación? Mol en química significa letra griega"desnudo" o "n" latina. Para calculos matematicos asociado con la cantidad de sustancia, use la fórmula matemática:

n=N/N(A), donde n es la cantidad de sustancia, N(A) es el número de Avogadro, N es el número de partículas estructurales de la sustancia.

Si es necesario, puedes calcular la cantidad de átomos (moléculas):

La masa real de un mol se llama masa molar. Si la cantidad de una sustancia se determina en moles, entonces la masa molar tiene unidades de g/mol. EN numéricamente corresponde al valor de la masa molecular relativa, que se puede determinar sumando las masas atómicas relativas de los elementos individuales.

Por ejemplo, para determinar la masa molar de una molécula de dióxido de carbono, es necesario realizar los siguientes cálculos:

M(CO2)=Ar(C)+2Ar(O)=12+2*16=44

Al calcular la masa molar del óxido de sodio obtenemos:

M(Na2O)=2*Ar(Na)+Ar(O)=2*23+16=62

Al determinar la masa molar del ácido sulfúrico, sumamos las dos masas atómicas relativas del hidrógeno con una masa atómica de azufre y cuatro masas atómicas relativas. masas atómicas oxígeno. Sus significados siempre se pueden encontrar en tabla periódica Mendeleev. Como resultado obtenemos 98.

El mol en química permite una variedad de cálculos relacionados con ecuaciones químicas. Todos los problemas de cálculo típicos en materiales inorgánicos y química Orgánica, que implican encontrar la masa y el volumen de sustancias, se resuelven precisamente a través de moles.

Ejemplos de problemas de cálculo

La fórmula molecular de cualquier sustancia indica el número de moles de cada elemento incluido en su composición. Por ejemplo, un mol de ácido fosfórico contiene tres moles de átomos de hidrógeno, un mol de átomos de fósforo y cuatro moles de átomos de oxígeno. Todo es bastante sencillo. El mol en química es una transición del micromundo de moléculas y átomos al macrosistema con kilogramos y gramos.

Tarea 1. Determine el número de moléculas de agua contenidas en 16,5 moles.

Para resolver utilizamos la relación entre el número de Avogadro (cantidad de sustancia). Obtenemos:

16,5*6,022*1023 = 9,9*1024 moléculas.

Tarea 2. Calcule el número de moléculas contenidas en 5 g de dióxido de carbono.

Primero, es necesario calcular la masa molar de una sustancia determinada utilizando su relación con la masa molecular relativa. Obtenemos:

N=5/44*6.023*1023=6.8*1023 moléculas.

Algoritmo para problemas de ecuaciones químicas.

Al calcular la masa o los productos de reacción usando la ecuación, use algoritmo específico comportamiento. Primero, determine cuál materiales para empezar escasean. Para hacer esto, encuentre su número en moles. A continuación, se elabora una ecuación para el proceso y se deben establecer los coeficientes estereoquímicos. Los datos iniciales se escriben encima de las sustancias, debajo de ellas se indica la cantidad de sustancia tomada en moles (según el coeficiente). Si es necesario, convierta unidades de medida mediante fórmulas. Luego, forman una proporción y la resuelven matemáticamente.

Si más de tarea difícil, luego calcule preliminarmente la masa Sustancia pura, eliminando impurezas, luego comenzamos a determinar su cantidad (en moles). Ningún problema de química relacionado con la ecuación de reacción puede resolverse sin una cantidad como el mol. Además, utilizando este término, puede determinar fácilmente el número de moléculas o átomos, utilizando para dichos cálculos numero constante Avogadro. Tareas de cálculo incluidas en preguntas de prueba en química para egresados ​​de escuelas básicas y secundarias.