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 el número con gran precisión. unidades estructurales(moléculas, átomos, iones...) contenidos en 1 mol de una sustancia 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 como 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:
Número de Avogadro ↔ MOL ↔ número de gramos igual a masa atómica (fórmula)- 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:
- Determine el peso molecular del CO 2: CO 2 = 1 12,011 + 2 15,999 = 44,01 g/mol
- 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 calcular 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, puede 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. Calcular el número de moléculas contenidas en 5 g. 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 están escritos 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 se ofrece más 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, al utilizar este término, puede determinar fácilmente el número de moléculas o átomos utilizando el número constante de Avogadro para dichos cálculos. Tareas de cálculo incluidas en preguntas de prueba en química para egresados de escuelas básicas y secundarias.
Mol es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad elementos estructurales, cuántos átomos hay en 12 g de 12 C, y los elementos estructurales suelen ser átomos, moléculas, iones, etc. La masa de 1 mol de una sustancia, expresada en gramos, es numéricamente igual a su mol. masa. Así, 1 mol de sodio tiene una masa de 22,9898 gy contiene 6,02·10 23 átomos; 1 mol de fluoruro de calcio CaF 2 tiene una masa de (40,08 + 2 18,998) = 78,076 gy contiene 6,02 10 23 moléculas, al igual que 1 mol de tetracloruro de carbono CCl 4, cuya masa es (12,011 + 4 35,453) = 153,823 g, etc.
La ley de Avogadro.
En los albores del desarrollo Teoría atómica(1811) A. Avogadro propuso una hipótesis según la cual a la misma temperatura y presión en volúmenes iguales gases ideales contenido mismo número moléculas Posteriormente se demostró que esta hipótesis es una consecuencia necesaria. Teoría cinética, y ahora se conoce como ley de Avogadro. Se puede formular de la siguiente manera: un mol de cualquier gas a la misma temperatura y presión ocupa el mismo volumen, a temperatura y presión estándar (0 °C, 1,01×10 5 Pa) igual a 22,41383 litros. Esta cantidad se conoce como volumen molar de un gas.
El propio Avogadro no estimó el número de moléculas en un volumen determinado, pero entendió que esto era muy gran valor. El primer intento de encontrar el número de moléculas que ocupan un volumen determinado lo realizó en 1865 J. Loschmidt; se encontró que en 1 cm 3 gas ideal en condiciones normales (estándar) contiene 2,68675Х10 19 moléculas. Después del nombre de este científico, el valor indicado se llamó número de Loschmidt (o constante). Desde entonces se ha desarrollado Número grande métodos independientes para determinar el número de Avogadro. La excelente concordancia entre los valores obtenidos es una prueba convincente de la existencia real de las moléculas.
método loschmidt
es sólo de interés histórico. Se basa en el supuesto de que el gas licuado está formado por moléculas esféricas muy compactas. Al medir el volumen de líquido que se formó a partir de un volumen determinado de gas y conociendo aproximadamente el volumen de las moléculas del gas (este volumen podría representarse en función de algunas propiedades del gas, como la viscosidad), Loschmidt obtuvo una estimación del número de Avogadro. ~10 22.
Determinación basada en la medición de la carga de un electrón.
Unidad de cantidad de electricidad conocida como número de Faraday. F, es la carga transportada por un mol de electrones, es decir F = Nordeste, Dónde mi– carga de electrones, norte– el número de electrones en 1 mol de electrones (es decir, el número de Avogadro). El número de Faraday se puede determinar midiendo la cantidad de electricidad necesaria para disolver o precipitar 1 mol de plata. Mediciones cuidadosas realizadas por la Oficina Nacional de Estándares de EE. UU. dieron el valor F= 96490,0 C, y la carga del electrón, medida diferentes metodos(en particular, en los experimentos de R. Millikan), es igual a 1,602×10 –19 C. Desde aquí puedes encontrar norte. Este método para determinar el número de Avogadro parece ser uno de los más precisos.
Los experimentos de Perrin.
A partir de la teoría cinética se obtuvo una expresión que incluye el número de Avogadro y que describe la disminución de la densidad de un gas (por ejemplo, el aire) con la altura de la columna de este gas. Si fuera posible calcular el número de moléculas en 1 cm 3 de gas a dos alturas diferentes, entonces, usando por la expresión especificada, podríamos encontrar norte. Desafortunadamente, esto es imposible de hacer porque las moléculas son invisibles. Sin embargo, en 1910 J. Perrin demostró que la expresión mencionada también es válida para suspensiones. partículas coloidales, que son visibles bajo el microscopio. Contando el número de partículas ubicadas a diferentes alturas en la columna de suspensión se obtuvo el número de Avogadro 6,82 × 10 23. De otra serie de experimentos en los que se estudió el desplazamiento cuadrático medio de partículas coloidales como resultado de su movimiento browniano, Perrin obtuvo el valor norte= 6,86Х10 23. Posteriormente, otros investigadores repitieron algunos de los experimentos de Perrin y obtuvieron valores que concuerdan bastante con los aceptados actualmente. Cabe señalar que los experimentos de Perrin marcaron un punto de inflexión en la actitud de los científicos hacia la teoría atómica de la materia; anteriormente, algunos científicos la consideraban una hipótesis. W. Ostwald, un químico destacado de esa época, expresó este cambio de opiniones de la siguiente manera: “La correspondencia del movimiento browniano con los requisitos de la hipótesis cinética... obligó incluso a los científicos más pesimistas a hablar de prueba experimental Teoría atómica".
Cálculos utilizando el número de Avogadro.
Utilizando el número de Avogadro se obtuvieron valores exactos de la masa de átomos y moléculas de muchas sustancias: sodio, 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tetracloruro de carbono, 25,54×10 –23 g, etc. . También se puede demostrar que 1 g de sodio debe contener aproximadamente 3x1022 átomos de este elemento.
ver también
La unidad de cantidad de una sustancia se toma lunar - la cantidad de una sustancia que contiene el mismo número de unidades estructurales (átomos, iones, moléculas, etc.) que átomos contenidos en 0,012 kg del isótopo de carbono 12 C. El número de partículas contenidas en un mol de una sustancia es llamado El número de Avogadro (Constante de Avagadro) N A . Esta es una de las constantes universales, que no depende de la naturaleza de la sustancia ni de las condiciones externas.
N A ≈ 6,022. 10 23 mol -1 (60 métodos de determinación).
La cantidad de una sustancia, expresada en moles, está relacionada con su masa, cantidad llamada masa molar de la sustancia.
La masa molar es numéricamente igual a la masa molecular:
Oxígeno (O 2) – peso molecular relativo 32 c.u. Y masa molar– 32 g/mol. Conociendo la constante de Avogadro, podemos encontrar valor absoluto masa de cualquier átomo (molécula) y estimar el tamaño de los átomos.
La masa de un átomo (molécula) m se encuentra dividiendo la masa molar M por la constante de Avagadro:
El volumen molar es el volumen de 1 mol de una sustancia, expresado en l/mol.
Para determinar el volumen molar de gases se utiliza la ley de Avagadro: Volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones (temperatura y presión) contienen el mismo número de moléculas.
Consecuencias de la ley de Avagadro:
1) A la misma temperatura y presión, 1 mol de cualquier sustancia en estado gaseoso Ocupa el mismo volumen.
2) 1 mol de cualquier gas en condiciones normales Ocupa un volumen de 22,4 litros.
condiciones normales: no. 1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg. y 0 0 C.
Para determinar la masa molar (molecular) sustancias gaseosas se puede utilizar combinado ley de los gases(Ley de Mendeleev-Clapeyron):
,Dónde
R- presión, Pa;
V- volumen, m3 ;
metro- masa, g;
t- temperatura, K;
METRO- masa molar, g/mol;
R- constante universal de los gases, J/mol∙K
Para determinar el peso molecular de sustancias gaseosas, también se pueden utilizar datos sobre la densidad relativa del gas.
Densidad relativa un gas a otro ( D) es la relación entre la masa de un gas dado y la masa del mismo volumen de otro gas tomado a la misma temperatura y presión.
Por ejemplo, la masa de 1 litro de dióxido de carbono (CO 2) es igual a 1,98 g, en las mismas condiciones la masa de 1 litro de hidrógeno (H 2) es igual a 0,09 g. el hidrógeno es: 1,98: 0,09 = 22
, Dónde
metro 1, metro 2- masas del primer y segundo gas, g;
M 1, M 2- masas molares (moleculares) del primer y segundo gas.
Es más difícil determinar el tamaño de los átomos. El tamaño de un átomo sólo puede determinarse de forma condicional. Para sustancias cristalinas simples, se toma como radio atómico la mitad de la distancia entre los centros de los átomos vecinos. Este valor se puede encontrar conociendo la densidad de la sustancia y la constante de Avagadro. Si dividimos el volumen ocupado por un mol de sólido sustancia simple Vm(volumen molar) por la constante de Avagadro, luego encontramos el volumen V, por un átomo. Este átomo puede considerarse aproximadamente como una esfera inscrita en un cubo de volumen. V, entonces el radio atómico r se expresa mediante la ecuación
El radio de una molécula se expresa de manera similar.
Para calcular con precisión el tamaño de los átomos, es necesario conocer su ubicación en los cristales. sólidos. Se ha descubierto que muchas sustancias simples tienen una estructura similar a la empaquetadura más densa de esferas. En este tipo de envases, las propias bolas representan el 74,05% del volumen ocupado.
Valor exacto radio atómico:
Los radios atómicos son del orden de 100 pm.
ley de avogadro
En los albores del desarrollo de la teoría atómica (), A. Avogadro propuso una hipótesis según la cual, a la misma temperatura y presión en volúmenes iguales Los gases ideales contienen la misma cantidad de moléculas. Posteriormente se demostró que esta hipótesis era una consecuencia necesaria de la teoría cinética y ahora se conoce como ley de Avogadro. Se puede formular de la siguiente manera: un mol de cualquier gas a la misma temperatura y presión ocupa el mismo volumen, en condiciones normales igual 22,41383 . Esta cantidad se conoce como volumen molar de un gas.
El propio Avogadro no estimó el número de moléculas en un volumen determinado, pero entendió que se trataba de un valor muy grande. El primer intento de encontrar el número de moléculas que ocupan un volumen determinado se realizó en el año J. Loschmidt. De los cálculos de Loschmidt se deduce que para el aire el número de moléculas por unidad de volumen es 1,81 · 10 · 18 cm −3, lo que es aproximadamente 15 veces menos significado verdadero. Ocho años más tarde, Maxwell hizo una estimación mucho más cercana de “alrededor de 19 millones de millones de millones” de moléculas por centímetro cúbico, o 1,9·10 19 cm−3. De hecho, 1 cm³ de un gas ideal en condiciones normales contiene 2,68675·10 19 moléculas. Esta cantidad se llamó número de Loschmidt (o constante). Desde entonces, se han desarrollado una gran cantidad de métodos independientes para determinar el número de Avogadro. La excelente concordancia entre los valores obtenidos proporciona una fuerte evidencia del número real de moléculas.
Medir una constante
| Los datos de este artículo son de diciembre de 2011. |
El valor oficialmente aceptado para el número de Avogadro en la actualidad se midió en 2010. Para ello se utilizaron dos esferas fabricadas en silicio-28. Las esferas se obtuvieron en el Instituto Leibniz de Cristalografía y se pulieron en el Centro Australiano de Óptica de Precisión con tanta suavidad que la altura de las protuberancias en su superficie no superó los 98 nm. Para su producción se utilizó silicio-28 de alta pureza, aislado en el Instituto de Química de Sustancias de Alta Pureza de la Academia de Ciencias de Rusia de Nizhny Novgorod a partir de tetrafluoruro de silicio, altamente enriquecido en silicio-28, obtenido en la Central de Diseño de Ingeniería Mecánica. Oficina en San Petersburgo.
Teniendo objetos tan prácticamente ideales, es posible calcular con gran precisión el número de átomos de silicio en la bola y así determinar el número de Avogadro. Según los resultados obtenidos, es igual a 6,02214084(18)×10 23 mol −1 .
Relación entre constantes
- A través del producto de la constante de Boltzmann, la Constante Universal de los Gases, R=kN A.
- La constante de Faraday se expresa mediante el producto de la carga eléctrica elemental por el número de Avogadro, F=eN A.
ver también
Notas
Literatura
- El número de Avogadro // Gran Enciclopedia Soviética
Fundación Wikimedia. 2010.
Vea qué es el "número de Avogadro" en otros diccionarios:
- (Constante de Avogadro, símbolo L), una constante igual a 6,022231023, corresponde al número de átomos o moléculas contenidos en un MOL de una sustancia... Diccionario enciclopédico científico y técnico.
El número de Avogadro- Avogadro konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Dalelių (atomų, molekulių, jonų) skaičius viename medžiagos molyje, lygus (6,02204 ± 0,000031)·10²³ mol⁻¹. santrumpa(os) Santrumpą žr. Orgullo. priedas(ai) Grafinis formatos atitikmenys:… … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
El número de Avogadro- Avogadro konstanta statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. la constante de Avogadro; El número de Avogadro vok. Avogadro Constante, f; Avogadrosche Konstante, frus. constante de Avogadro, f; El número de Avogadro, n pranc. constante de Avogadro, f; nombre… … Fizikos terminų žodynas
Constante de Avogadro (número de Avogadro)- el número de partículas (átomos, moléculas, iones) en 1 mol de una sustancia (un mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas que átomos hay en exactamente 12 gramos del isótopo de carbono 12), denotado por el símbolo N = 6.023 1023. Uno de... ... Principios ciencia natural moderna
- (número de Avogadro), el número de elementos estructurales (átomos, moléculas, iones u otros) en unidades. número de va en va (en un muelle). Nombrado en honor a A. Avogadro, designado NA. AP es uno de los pilares fundamentales. constantes fisicas, esencial para determinar el plural... Enciclopedia física
- (número de Avogadro; denotado por NA), el número de moléculas o átomos en 1 mol de una sustancia, NA = 6,022045(31) x 1023 mol 1; nombre llamado A. Avogadro... Ciencias Naturales. diccionario enciclopédico
- (número de Avogadro), el número de partículas (átomos, moléculas, iones) en 1 mol en va. Se designa NA y es igual a (6.022045... Enciclopedia química
Na = (6,022045±0,000031)*10 23 el número de moléculas en un mol de cualquier sustancia o el número de átomos en un mol de una sustancia simple. Una de las constantes fundamentales con la que se pueden determinar cantidades como, por ejemplo, la masa de un átomo o una molécula (ver... ... Enciclopedia de Collier
