Los átomos y las moléculas son las partículas más pequeñas de la materia, por lo que puedes elegir la masa de uno de los átomos como unidad de medida y expresar las masas de otros átomos en relación al elegido. Entonces, ¿qué es la masa molar y cuál es su dimensión?
¿Qué es la masa molar?
El fundador de la teoría de las masas atómicas fue el científico Dalton, quien compiló una tabla de masas atómicas y tomó la masa del átomo de hidrógeno como una sola.
La masa molar es la masa de un mol de una sustancia. Un mol, a su vez, es una cantidad de sustancia que contiene una determinada cantidad de partículas diminutas que participan en procesos químicos. El número de moléculas contenidas en un mol se llama número de Avogadro. Este valor es constante y no cambia.
Arroz. 1. Fórmula del número de Avogadro.
Por tanto, la masa molar de una sustancia es la masa de un mol, que contiene 6,02 * 10^23 partículas elementales.
El número de Avogadro debe su nombre al científico italiano Amedeo Avagadro, quien demostró que el número de moléculas en volúmenes iguales de gases es siempre el mismo.
La masa molar en el Sistema Internacional SI se mide en kg/mol, aunque este valor suele expresarse en gramos/mol. Esta cantidad se indica con la letra inglesa M y la fórmula de masa molar es la siguiente:
donde m es la masa de la sustancia y v es la cantidad de sustancia.
Arroz. 2. Cálculo de masa molar.
¿Cómo encontrar la masa molar de una sustancia?
La tabla de D.I. Mendeleev le ayudará a calcular la masa molar de una sustancia en particular. Tomemos cualquier sustancia, por ejemplo, ácido sulfúrico. Su fórmula es la siguiente: H 2 SO 4. Ahora pasemos a la tabla y veamos cuál es la masa atómica de cada uno de los elementos incluidos en el ácido. El ácido sulfúrico consta de tres elementos: hidrógeno, azufre y oxígeno. La masa atómica de estos elementos es respectivamente 1, 32, 16.
Resulta que la masa molecular total es igual a 98 unidades de masa atómica (1*2+32+16*4). Así, descubrimos que un mol de ácido sulfúrico pesa 98 gramos.
La masa molar de una sustancia es numéricamente igual a la masa molecular relativa si las unidades estructurales de la sustancia son moléculas. La masa molar de una sustancia también puede ser igual a la masa atómica relativa si las unidades estructurales de la sustancia son átomos.
Hasta 1961, se tomaba como unidad de masa atómica un átomo de oxígeno, pero no un átomo completo, sino 1/16 del mismo. Al mismo tiempo, las unidades de masa químicas y físicas no eran las mismas. El químico fue un 0,03% más que el físico.
Actualmente, se ha adoptado un sistema de medición unificado en física y química. Como estándar e.a.m. Se selecciona 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
Arroz. 3. Fórmula para la unidad de masa atómica del carbono.
La masa molar de cualquier gas o vapor es muy fácil de medir. Basta con utilizar el control. El mismo volumen de una sustancia gaseosa es igual en cantidad que otra a la misma temperatura. Una forma bien conocida de medir el volumen de vapor es determinar la cantidad de aire desplazado. Este proceso se lleva a cabo mediante una rama lateral que conduce a un dispositivo de medición.
El concepto de masa molar es muy importante para la química. Su cálculo es necesario para la creación de complejos poliméricos y muchas otras reacciones. En productos farmacéuticos, la concentración de una determinada sustancia en una sustancia se determina mediante la masa molar. Además, la masa molar es importante a la hora de realizar investigaciones bioquímicas (el proceso metabólico de un elemento).
Hoy en día, gracias al desarrollo de la ciencia, se conocen las masas moleculares de casi todos los componentes de la sangre, incluida la hemoglobina.
Peso molecular atómico o relativo. Para determinar si una sustancia en estudio es molecular o atómica, es necesario observar su fórmula química. Por ejemplo, H2O (agua) es una molécula, O2 (oxígeno) es una molécula, Fe (hierro) es un átomo, C (carbono) es un átomo.
Para una sustancia atómica, basta con encontrarla en la tabla periódica: la masa atómica relativa se indica en la celda de cada elemento. Por ejemplo, las masas atómicas relativas de las sustancias C, Fe, Na son 12, 56, 23 (redondeadas al número entero más cercano); por lo tanto, sus masas molares M son 12 g/mol, 56 g/mol, 23 g/mol. .
Si una sustancia química está formada por moléculas, un mol de esa sustancia contendrá 6,02x10^23 moléculas. Entonces, 1 mol de hidrógeno H2 son 6.02x10^23 moléculas de H2, 1 mol de agua H2O son 6.02x10^23 moléculas de H2O, 1 mol de C6H12O6 son 6.02x10^23 moléculas de C6H12O6.
Si una sustancia consta de átomos, un mol de esta sustancia contendrá el mismo número de átomos de Avogadro: 6,02x10^23. Esto se aplica, por ejemplo, a 1 mol de hierro Fe o azufre S.
¿Qué indica la cantidad de sustancia?
Entonces, 1 mol de cualquier sustancia química contiene el número de Avogadrio de partículas que componen esta sustancia, es decir aproximadamente 6.02x10^23 moléculas o átomos. La cantidad total de una sustancia (número de moles) con la letra latina n o la letra griega "nu". Se puede encontrar mediante la relación entre el número total de moléculas o átomos de una sustancia y el número de moléculas en 1 mol: el número de Avogadro:
n=N/N(A), donde n es la cantidad de sustancia (mol), N es el número de partículas de la sustancia, N(A) es el número de Avogadro.
A partir de aquí podemos expresar el número de partículas en una determinada cantidad de sustancia:
La masa real de un mol de una sustancia se llama masa molar y se designa con la letra M. Se expresa en “gramos por mol” (g/mol), pero es numéricamente igual a la masa molecular relativa de la sustancia Sr. (si la sustancia está formada por moléculas) o la masa atómica relativa de la sustancia Ar, si una sustancia está formada por átomos.
Las masas relativas de los elementos se pueden encontrar en la tabla periódica (normalmente se redondean durante los cálculos). Entonces, para el hidrógeno es 1, para el litio – 7, para el carbono – 12, para el oxígeno – 16, etc. Las masas moleculares relativas están formadas por las masas atómicas relativas de los átomos que forman la molécula. Por ejemplo, el peso molecular relativo del agua H2O
Sr(H2O)=2xAr(H)+Ar(O)=2x1+16=18.
Las masas atómicas y moleculares relativas son cantidades adimensionales, ya que expresan la masa de un átomo y una molécula en relación con una unidad convencional: 1/12 de la masa de un átomo de carbono.
En los problemas típicos, generalmente es necesario encontrar cuántas moléculas o átomos están contenidos en una cantidad determinada de una sustancia, qué constituye una cantidad determinada de una sustancia, cuántas moléculas hay en una masa determinada. Es importante entender que una sustancia indica la cantidad de moles de cada elemento incluido en su composición. Es decir, 1 mol de H2SO4 contiene 2 moles de átomos de hidrógeno H, 1 mol de átomos de azufre S, 4 moles de átomos de oxígeno O.
En el Sistema Internacional de Unidades (SI), la unidad de cantidad de una sustancia es el mol.
Lunar - es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades estructurales (moléculas, átomos, iones, electrones, etc.) como átomos hay en 0,012 kg del isótopo de carbono 12 C.
Conociendo la masa de un átomo de carbono (1,93310 -26 kg), podemos calcular el número de átomos de N A en 0,012 kg de carbono.
N A = 0,012/1,93310 -26 = 6,0210 23 mol -1
6.0210 23 mol -1 se llama la constante de avogadro(designación N A, dimensión 1/mol o mol -1). Muestra el número de unidades estructurales en un mol de cualquier sustancia.
Masa molar– un valor igual a la relación entre la masa de una sustancia y la cantidad de sustancia. Tiene la dimensión kg/mol o g/mol. Generalmente se le denomina M.
En general, la masa molar de una sustancia, expresada en g/mol, es numéricamente igual a la masa atómica relativa (A) o molecular relativa (M) de esta sustancia. Por ejemplo, las masas atómicas y moleculares relativas de C, Fe, O 2, H 2 O son respectivamente 12, 56, 32, 18, y sus masas molares son respectivamente 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol. , 18 g/mol.
Cabe señalar que masa y cantidad de una sustancia son conceptos diferentes. La masa se expresa en kilogramos (gramos) y la cantidad de sustancia en moles. Existen relaciones simples entre la masa de una sustancia (m, g), la cantidad de sustancia (ν, mol) y la masa molar (M, g/mol)
m = νM; v = m/M; M = m/v.
Con estas fórmulas, es fácil calcular la masa de una determinada cantidad de una sustancia, determinar el número de moles de una sustancia en una masa conocida o encontrar la masa molar de una sustancia.
Masas atómicas y moleculares relativas.
En química, tradicionalmente se utilizan valores de masa relativos en lugar de absolutos. Desde 1961, la unidad de masa atómica (abreviada a.m.u.), que es 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12, es decir, el isótopo del carbono 12 C, se adoptó como unidad de masas atómicas relativas.
Peso molecular relativo(M r) de una sustancia es un valor igual a la relación entre la masa promedio de una molécula de la composición isotópica natural de la sustancia y 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 C.
La masa molecular relativa es numéricamente igual a la suma de las masas atómicas relativas de todos los átomos que componen la molécula y se calcula fácilmente usando la fórmula de la sustancia, por ejemplo, la fórmula de la sustancia es B x D y C z , entonces
Señor r = xA B + yA D + zA C.
La masa molecular tiene la dimensión a.m.u. y es numéricamente igual a la masa molar (g/mol).
Leyes de los gases
El estado de un gas se caracteriza completamente por su temperatura, presión, volumen, masa y masa molar. Las leyes que conectan estos parámetros son muy cercanas para todos los gases y absolutamente precisas para gas ideal , en el que no hay ninguna interacción entre partículas y cuyas partículas son puntos materiales.
Los primeros estudios cuantitativos de reacciones entre gases pertenecieron al científico francés Gay-Lussac. Es autor de las leyes de expansión térmica de los gases y de la ley de relaciones volumétricas. Estas leyes fueron explicadas en 1811 por el físico italiano A. Avogadro. Ley de Avogadro - uno de los principios básicos importantes de la química, que establece que “ Volúmenes iguales de diferentes gases tomados a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de moléculas.».
Consecuencias de la ley de Avogadro:
1) las moléculas de la mayoría de los átomos simples son diatómicas (H 2 , ACERCA DE 2 etc.);
2) el mismo número de moléculas de diferentes gases en las mismas condiciones ocupan el mismo volumen.
3) en condiciones normales, un mol de cualquier gas ocupa un volumen igual a 22,4 dm 3 (l). Este volumen se llama molarvolumen de gas(V o) (condiciones normales - t o = 0 °C o
T o = 273 K, Po = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 mm. rt. Arte. = 1 atmósfera).
4) un mol de cualquier sustancia y un átomo de cualquier elemento, independientemente de las condiciones y estado de agregación, contienen el mismo número de moléculas. Este Número de Avogadro (constante de Avogadro) - se ha establecido experimentalmente que este número es igual a
norte A = 6,02213∙10 23 (moléculas).
De este modo: para gases 1 mol – 22,4 dm 3 (l) – 6.023∙10 23 moléculas – M, g/mol ;
por sustancia 1 mol – 6.023∙10 23 moléculas – M, g/mol.
Basado en la ley de Avogadro: a la misma presión y las mismas temperaturas, las masas (m) de volúmenes iguales de gases están relacionadas como sus masas molares (M)
m 1 /m 2 = M 1 /M 2 = D,
donde D es la densidad relativa del primer gas con respecto al segundo.
De acuerdo a ley de R. Boyle – E. Mariotte , a temperatura constante, la presión producida por una masa dada de gas es inversamente proporcional al volumen del gas
P o /P 1 = V 1 /V o o PV = const.
Esto significa que a medida que aumenta la presión, el volumen de gas disminuye. Esta ley fue formulada por primera vez en 1662 por R. Boyle. Dado que en su creación también participó el científico francés E. Marriott, en otros países excepto Inglaterra, esta ley recibe un doble nombre. Representa un caso especial ley de los gases ideales(que describe un gas hipotético que idealmente obedece todas las leyes del comportamiento del gas).
Por Ley de J. Gay-Lussac : a presión constante, el volumen de gas cambia en proporción directa a la temperatura absoluta (T)
V 1 /T 1 = V o /T o o V/T = const.
La relación entre el volumen, la presión y la temperatura del gas se puede expresar mediante una ecuación general que combina las leyes de Boyle-Mariotte y Gay-Lussac ( ley unida de gases)
PV/T=P o V o /T o,
donde P y V son la presión y el volumen de gas a una temperatura determinada T; P o y V o - presión y volumen de gas en condiciones normales (n.s.).
Ecuación de Mendeleev-Clapeyron (ecuación de estado de un gas ideal) establece la relación entre la masa (m, kg), temperatura (T, K), presión (P, Pa) y volumen (V, m 3) de un gas con su masa molar ( M, kg/mol)
donde R es la constante universal de los gases, igual a 8,314 J/(mol·K). Además, la constante de los gases tiene dos valores más: P – mmHg, V - cm 3 (ml), R = 62400 ;
R – cajero automático, V – dm 3 (l), R = 0,082 .
Presión parcial (lat. parcial- parcial, de lat. pares- parte) - la presión de un componente individual de la mezcla de gases. La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus componentes.
La presión parcial de un gas disuelto en un líquido es la presión parcial del gas que se formaría en la fase de formación de gas en estado de equilibrio con el líquido a la misma temperatura. La presión parcial de un gas se mide como la actividad termodinámica de las moléculas del gas. Los gases siempre fluirán desde una zona de alta presión parcial hacia una zona de menor presión; y cuanto mayor sea la diferencia, más rápido será el flujo. Los gases se disuelven, difunden y reaccionan según su presión parcial y no necesariamente dependen de la concentración en la mezcla de gases. La ley de la suma de presiones parciales fue formulada en 1801 por J. Dalton. Al mismo tiempo, la justificación teórica correcta, basada en la teoría cinética molecular, se hizo mucho más tarde. las leyes de dalton - dos leyes físicas que determinan la presión total y la solubilidad de una mezcla de gases y fueron formuladas por él a principios del siglo XIX.
Las concentraciones molares y molares, a pesar de tener nombres similares, son valores diferentes. Su principal diferencia es que al determinar la concentración molar, el cálculo no se realiza por el volumen de la solución, como cuando se determina la molaridad, sino por la masa del disolvente.
Información general sobre soluciones y solubilidad.
Se llama sistema homogéneo al que incluye una serie de componentes independientes entre sí. Uno de ellos se considera disolvente y el resto son sustancias disueltas en él. El disolvente es la sustancia que más abunda en la solución.
La solubilidad es la capacidad de una sustancia para formar sistemas homogéneos con otras sustancias, soluciones en las que se encuentra en forma de átomos, iones, moléculas o partículas individuales. Y la concentración es una medida de solubilidad.
Por tanto, la solubilidad es la capacidad de las sustancias de distribuirse uniformemente en forma de partículas elementales por todo el volumen del disolvente.
Las verdaderas soluciones se clasifican de la siguiente manera:
- por tipo de disolvente: no acuoso y acuoso;
- por tipo de sustancia disuelta: soluciones de gases, ácidos, álcalis, sales, etc.;
- por interacción con la corriente eléctrica: electrolitos (sustancias que tienen conductividad eléctrica) y no electrolitos (sustancias que no son capaces de tener conductividad eléctrica);
- por concentración: diluido y concentrado.
Concentración y formas de expresarlo
La concentración es el contenido (en peso) de una sustancia disuelta en una determinada cantidad (en peso o volumen) de un disolvente o en un determinado volumen de toda la solución. Viene en los siguientes tipos:
1. Concentración porcentual (expresada en %): indica cuántos gramos de sustancia disuelta hay en 100 gramos de solución.
2. La concentración molar es la cantidad de gramos-moles por 1 litro de solución. Muestra cuántas moléculas de gramo hay en 1 litro de solución de una sustancia.
3. La concentración normal es el número de equivalentes en gramos por 1 litro de solución. Muestra cuántos equivalentes gramos de sustancia disuelta hay en 1 litro de solución.
4. La concentración molal muestra cuánta sustancia disuelta en moles hay por 1 kilogramo de disolvente.
5. El título determina el contenido (en gramos) de una sustancia que se disuelve en 1 mililitro de solución.
La concentración molar y molar son diferentes entre sí. Consideremos sus características individuales.
Concentración molar
Fórmula para su determinación:
Cv=(v/V), donde
V es el volumen total de solución, litro o m3.
Por ejemplo, la entrada "Solución 0,1 M de H 2 SO 4" indica que hay 0,1 mol (9,8 gramos) de ácido sulfúrico en 1 litro de dicha solución.
Concentración molar
Siempre hay que tener en cuenta que las concentraciones molares y molares tienen significados completamente diferentes.
¿Qué es una fórmula molal? La fórmula para determinarla es:
Cm=(v/m), donde
v es la cantidad de sustancia disuelta, mol;
m es la masa del disolvente, kg.
Por ejemplo, escribir solución de NaOH 0,2 M significa que se disuelven 0,2 moles de NaOH en 1 kilogramo de agua (en este caso es un disolvente).
Fórmulas adicionales necesarias para los cálculos.
Es posible que se requiera mucha información de respaldo antes de poder calcular la concentración molar. A continuación se presentan fórmulas que pueden ser útiles para resolver problemas básicos.
Por cantidad de una sustancia ν se entiende un determinado número de átomos, electrones, moléculas, iones u otras partículas.
v=m/M=N/N A =V/V m , donde:
- m es la masa del compuesto, go kg;
- M es masa molar, g (o kg)/mol;
- N - número de unidades estructurales;
- N A es el número de unidades estructurales en 1 mol de una sustancia, constante de Avogadro: 6,02. 10 23 moles - 1;
- V - volumen total, l o m 3;
- V m - volumen molar, l/mol o m 3 /mol.
Este último se calcula mediante la fórmula:
Vm =RT/P, donde
- R - constante, 8,314 J/(mol. K);
- T - temperatura del gas, K;
- P - presión del gas, Pa.
Ejemplos de problemas de molaridad y molalidad. Tarea número 1
Determine la concentración molar de hidróxido de potasio en una solución de 500 ml. La masa de KOH en solución es de 20 gramos.
Definición
La masa molar del hidróxido de potasio es:
MKOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol.
Calculamos cuánto contiene la solución:
ν(KOH) = m/M = 20/56 = 0,36 moles.
Tenemos en cuenta que el volumen de la solución debe expresarse en litros:
500 ml = 500/1000 = 0,5 litros.
Determine la concentración molar de hidróxido de potasio:
Cv(KOH) = v(KOH)/V(KOH) = 0,36/0,5 = 0,72 mol/litro.
Tarea número 2
¿Cuánto óxido de azufre (IV) en condiciones normales (es decir, cuando P = 101325 Pa y T = 273 K) se debe tomar para preparar una solución de ácido sulfuroso con una concentración de 2,5 mol/litro con un volumen de 5 litros?
Definición
Determinemos cuánto contiene la solución:
ν(H 2 SO 3) = Cv(H 2 SO 3) ∙ V (solución) = 2,5 ∙ 5 = 12,5 mol.
La ecuación para producir ácido sulfuroso es la siguiente:
ASI 2 + H 2 O = H 2 ASI 3
De acuerdo a esto:
ν(SO2) = ν(H2SO3);
ν(SO2) = 12,5 moles.
Recordando que en condiciones normales 1 mol de gas tiene un volumen de 22,4 litros, calculamos el volumen de óxido de azufre:
V(SO 2) = ν(SO 2) ∙ 22,4 = 12,5 ∙ 22,4 = 280 litros.
Tarea número 3
Determine la concentración molar de NaOH en la solución cuando sea igual al 25,5% y la densidad sea 1,25 g/ml.
Definición
Tomamos como muestra una solución de 1 litro y determinamos su masa:
m (solución) = V (solución) ∙ p (solución) = 1000 ∙ 1,25 = 1250 gramos.
Calculamos cuánto álcali hay en la muestra en peso:
m (NaOH) = (w ∙ m (solución))/100% = (25,5 ∙ 1250)/100 = 319 gramos.
El hidróxido de sodio es igual a:
Calculamos cuánto contiene la muestra:
v(NaOH) = m/M = 319/40 = 8 moles.
Determine la concentración molar de álcali:
Cv(NaOH)=v/V = 8/1 = 8 mol/litro.
Tarea número 4
Se disolvieron 10 gramos de sal NaCl en agua (100 gramos). Establezca la concentración de la solución (molal).
Definición
La masa molar de NaCl es:
MNaCl = 23 + 35 = 58 g/mol.
Cantidad de NaCl contenida en la solución:
ν(NaCl) = m/M = 10/58 = 0,17 mol.
En este caso, el disolvente es agua:
100 gramos de agua = 100/1000 = 0,1 kg de H 2 O en esta solución.
La concentración molal de la solución será igual a:
Cm(NaCl) = v(NaCl)/m(agua) = 0,17/0,1 = 1,7 mol/kg.
Problema #5
Determine la concentración molal de una solución alcalina de NaOH al 15%.
Definición
Una solución de lejía al 15% significa que cada 100 gramos de solución contienen 15 gramos de NaOH y 85 gramos de agua. O que en cada 100 kilogramos de solución hay 15 kilogramos de NaOH y 85 kilogramos de agua. Para prepararlo es necesario disolver 15 gramos (kilogramos) de álcali en 85 gramos (kilogramos) de H 2 O.
La masa molar del hidróxido de sodio es:
M NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol.
Ahora encontramos la cantidad de hidróxido de sodio en la solución:
ν=m/M=15/40=0,375 moles.
Masa de solvente (agua) en kilogramos:
85 gramos de H 2 O = 85/1000 = 0,085 kg de H 2 O en esta solución.
A continuación se determina la concentración molar:
Cm=(ν/m)=0,375/0,085=4,41 mol/kg.
De acuerdo con estos problemas estándar, la mayoría de los demás se pueden resolver para determinar la molalidad y la molaridad.
