Quelle est la masse absolue d'une molécule ? Comment calculer la masse atomique

^ Poids moléculaire absolu – masse moléculaire , exprimée en unités de masse : g, kg . Il est noté m M (X), où X est la formule de la substance. Par exemple, la masse d’une molécule d’oxygène est

M M (O 2) = 53,2 · 10 -24 g = 53,2 · 10 -27 kg.

^O

Le poids moléculaire relatif est rapport de masse moléculaire substances à masse atomique isotope carbone avec le numéro de masse 12(
). Il est noté Mr(X), où X est la formule de la substance.

.

Le poids moléculaire relatif montre combien de fois la masse d'une molécule est supérieure masse d'un atome de carbone. Par exemple, la masse d'une molécule d'eau m M (H 2 O) = 28,95 10 -24 g.

La masse moléculaire relative d'une molécule d'eau H 2 O est égale au rapport de la masse de la molécule H 2 O à la valeur de l'unité de masse atomique :

,

Mr(H 2 O) = 18. La masse d'une molécule d'eau est 18 fois supérieure à masse d'un atome de carbone.

Une molécule est constituée d'atomes.

Poids moléculaire relatif égal à la somme des masses atomiques relatives des éléments qui composent la molécule.

Par exemple, la masse moléculaire relative de l'eau est égale à la somme des masses atomiques relatives de l'hydrogène et de l'oxygène :

Mots et termes clés

^ Note!

1) Quoi équivaut à pourquoi

Poids moléculaire relatifégal à la somme des masses atomiques relatives des éléments qui composent la molécule.

Questions de contrôle

1. 
   Qu’est-ce que le poids moléculaire absolu ?
2. 
   Qu’est-ce que le poids moléculaire relatif ?
3. 
   Qu’indique le poids moléculaire relatif ?
4. 
   Quel est le poids moléculaire relatif ?

1. 
   Calculez les masses moléculaires relatives des substances :

D) Fe 2 (SO 4) 3 ;

D) Ca 3 (PO 4) 2 ;

I) Al(OH)3.

§ 7. Mol. Masse molaire

Une substance est caractérisée par la masse (m), mesurée en kg (g, mg), le volume (V), mesuré en m 3 (l, ml) et le nombre de particules qu'elle contient. Les chimistes utilisent pour les calculs quantité physique- une quantité de substance.

^ Quantité de substance - Ce nombre de particules structurelles (molécules, atomes, ions et autres) de cette substance .

La quantité de substance est indiquée (Х) (υ – on lit « nu »), ou n(Х) (n – on lit « en »), où Х est la formule de la particule.

L'unité de mesure de la quantité d'une substance est la taupe.

^ Taupe – la quantité de substance que contient tellement de particules (atomes, molécules et autres particules), Combien d’atomes y a-t-il dans un carbone pesant 12 g ? .

Calculons combien d'atomes de carbone sont contenus dans un carbone pesant 12 g. Pour ce faire, divisons la masse de 12 g par la masse d'un atome de carbone, égale à 19,93 10 -24 g.

12 g/mol : 19,93 · 10 -24 g = 6,02 · 10 23 1/mol.

Nombre 6.02 10 23 taupe -1 appelé constante d'Avogadro et noté N A . La constante d'Avogadro N A montre le nombre de particules structurelles dans 1 mole d'une substance.

^ Taupe est la quantité de substance que contient 6,02 10 23 de construction particules (atomes, molécules, ions ou autres).

Figure 4

1 mole d'eau H 2 O contient 6,02 · 10 23 molécules d'eau ;

1 mole de molécules d'oxygène O 2 contient 6,02 · 10 23 molécules d'oxygène O 2 ;

1 mole d'ions SO 4 2- contient 6,02 · 10 23 ions SO 4 2- ;

1 mole d'atomes de carbone C contient 6,02 · 10 23 atomes de carbone ;

1 mole de molécules de CO 2 contient 6,02 · 10 23 molécules de CO 2 (Fig. 5)

O 2 CO 2

O 2 O 2 CO 2 CO 2

Figure 5

Masse 1 mole, ou 6.02 10 23 molécules, appelé masse molaire de la substance , masse 6.02 10 23 atomes – masse molaire de l'élément, masse 6,02 10 23 ions – masse molaire des ions .

Masse molaire - c'est une attitude masse de matière m(X) à son quantité υ(X).

La masse d'une substance m se mesure en kilogrammes (ou grammes), la quantité d'une substance υ se mesure en moles. La masse molaire d'une substance M est exprimée en kilogrammes par mole (kg/mol) ou en grammes par mole (g/mol).

La masse molaire des atomes est numériquement égale à la masse atomique relative de l'élément, et la masse molaire des molécules est numériquement égale à la masse moléculaire relative de la substance.(Tableau 5).

Par exemple:

la masse d'une mole d'atomes de carbone est de 12 g/mol ;

la masse molaire de NaOH est de 40 g/mol ;

la masse d'une mole d'atomes de fer est de 56 g/mol

Figure 6

Tableau 5 - Valeur numérique masses molaires de certaines substances

^ Quantité de substance (υ(X), n(X)) peut être calculé si connu poids substances et leurs masse molaire .

Exemple 1. Quelle quantité de substance contient 54 g d’eau ?

M.
Solution:

1. 
   M(H) = 1 g/mol, M(O) = 16 g/mol,

.
(H 2 O) = 54 g

υ(H 2 O) = ?

Réponse : Une eau pesant 54 g contient 3 moles d’eau.

Masse les substances sont calculées si elles sont connues quantité et lui masse molaire.

Exemple 2. Déterminer la masse de 5 mol KI

D
Solution:

1) M(K) = 39 g/mol, M(I) = 127 g/mol,

M(KI) = 39 + 127 = 166 g/mol ;

2) m(KI) = υ(KI) M(KI) = 5 mol 166 g/mol = 830 g.
et bien :

Réponse : La masse de 5 moles de KI est de 830 g.

^ Messe un atome ou un molécules les substances peuvent être calculées en les divisant masse molaire par le nombre d'Avogadro.

Exemple 3. Quelle est la masse d'une molécule de chlore Cl 2 ?

D
Solution:

1. 
   M(Cl) = 35,5 g/mol, M(Cl2) = 2,35,5 = 71 g/mol ;

N A = 6,02 10 23 mol -1

m M (Cl 2) = ?

Réponse : La masse d'une molécule de chlore est de 11,79 · 10 -23 g.

Nombre (quantité) de particules structurelles N(X) de cette substance est calculé par la formule

Exemple 4. Combien de molécules y a-t-il dans 0,3 mole d'azote ?

D
Solution:

N A = 6,02 10 23 mol -1,

N(N 2) = υ(N 2) · N A = 0,3 mol · 6,02 · 10 23 mol -1 = 1,8 · 10 23.
et bien :

υ(N 2) = 0,3 mole

Réponse : 0,3 mole d'azote contient 1,8 x 10 23 molécules.

Exemple 5. Combien d’atomes d’azote y a-t-il dans 0,3 mole d’azote ?

D
Solution:

N(N) = υ(N) · N UNE .

1 mole de molécules N2 contient 2 moles d'atomes d'azote N, donc

υ(N) = 2υ(N 2) = 2 · 0,3 mole = 0,6 mole.

N(N) = 0,6 mol · 6,02 · 10 23 mol -1 = 36,12 · 10 22.
et bien :

υ(N 2) = 0,3 mole

Réponse : 0,3 mole d'azote contient 36,12 · 10 22 atomes d'azote.

Exemple 6. Quelle masse d'ammoniac NH 3 contient autant de molécules qu'il y en a dans l'eau H 2 O pesant 54 g ?

D
Solution:

1) M(H 2 O) = 18 g/mol, M(NH 3) = 17 g/mol ;

2)
;

3) υ(NH 3) = υ(H 2 O) = 3 moles ;

4) m(NH 3) = υ(NH 3) M(NH 3) = 3 mol 17 g/mol = 51 g.
et bien :

m(H2O) = 54g

υ(NH 3) = υ(H 2 O)

Réponse : L'ammoniac pesant 51 g contient autant de molécules que l'eau pesant 54 g.

Mots et termes clés

^ Note!

1) Quoi contient Quoi

Taupe contient 6.02 10 23 particules.

2) autant que

Une taupe contient autant de particules qu'il y a d'atomes dans le carbone pesant 12 g.

3) Quoi s'exprime quoi

Masse molaire d'une substance s'exprime en grammes par mole (g/mol).

Questions de contrôle

1. 
   Quelle est la quantité d'une substance ?
2. 
   Quelles unités sont utilisées pour exprimer la quantité d’une substance ?
3. 
   Qu'est-ce qu'une taupe ?
4. 
   Que montre la constante d’Avogadro ?
5. 
   Qu'est-ce que la masse molaire ? Dans quelles unités la masse molaire est-elle exprimée ?
6. 
   Comment est-il calculé : a) la masse molaire ; b) quantité de substance ;

Molécules?

Tâches pour le travail indépendant

1. Calculez les masses molaires des substances : a) I 2, b) O 3, c) P 2 O 5, d) HCl,

E) Cl 2, f) H 3 PO 4, g) NH 4 NO 3, h) Mg(NO 3) 2.

2. Quelle quantité de substance est contenue : a) dans l'acide sulfurique H 2 SO 4

Pesant 9,8 g ; b) dans KOH pesant 11,2 g ; c) en fer pesant 0,56 g ?

3. Calculez la masse de : a) la quantité d'hydrogène moléculaire H 2

Substances 2 moles ; b) quantité atomique d'oxygène de la substance

3 moles ; c) de l'eau avec une quantité de substance de 0,3 mol.

4. Calculez la masse des molécules : a) O 3, b) O 2, c) H 2 SO 4.

5. Combien de molécules sont contenues dans : a) l'ammoniac NH 3 pesant 3,4 g ; avant JC

Hydrogène H 2 pesant 4 g ; c) dans l'acide sulfurique H 2 SO 4 pesant 49 g ?

6. Combien d'atomes de tous les éléments sont contenus : a) dans l'ammoniac NH 3

Pesant 3,4 g ; b) dans l'hydrogène H 2 pesant 4 g ; c) dans l'acide sulfurique H 2 SO 4

Vous pesez 49 g ?

7. Quelle masse de chlorure d'hydrogène HCl contient autant de molécules que

Les dans l'eau pesant 49 g ?

8. Quelle masse d'hydrogène H2 contient autant d'atomes qu'il y en a dans

Du soufre S pesant 6,4 g ?

§ 8. Formules chimiques. Fraction massique de la substance.

Calculs selon formules chimiques

La composition d'une substance est exprimée à l'aide de formules chimiques.

^ Formule chimique - c'est conditionnel enregistrer la composition d'une substance à l'aide de symboles chimiques et (si besoin) index.

On lit : « cinq-cendres-deux-o ».

Représente : cinq molécules d'eau.

indice (montre le nombre d'atomes d'un élément donné dans une molécule)

coefficient (montre le nombre de molécules)

Formule chimique montre:

1. 
   Composition de haute qualité (de quels éléments est constituée la substance);
2. 
   Composition quantitative (combien d'atomes de chaque élément sont inclus dans la molécule) ;
3. 
   Une molécule d'une substance .

Par exemple, la formule H 2 SO 4 (cendres-deux-o-quatre) montre :

1. 
   une molécule d'acide sulfurique est constituée d'atomes d'hydrogène, de soufre et d'oxygène ;
2. 
   la molécule contient deux atomes d'hydrogène, un atome de soufre et quatre atomes d'oxygène ;
3. 
   une molécule d'acide sulfurique ;
4. 
   H 2 SO 4 est composé, car il est constitué d’atomes de différents éléments chimiques.

La formule O 3 (o-trois) montre :

1. 
   la molécule d'ozone est constituée d'atomes d'oxygène ;
2. 
   la molécule contient trois atomes d'oxygène ;
3. 
   une molécule d'ozone ;
4. 
   O 3 est une substance simple car elle est constituée d'atomes d'un élément.

Par formule chimique Peut calculer:

1. 
   poids moléculaire relatif de la substance ;
2. 
   la fraction massique de chaque élément de la substance (en fractions d'unité ou en pourcentage).

Fraction massique de la substance est une attitude masses donné substances dans le système pour masse de l'ensemble du système .

où ω(Х) (ω – lire « oméga ») – fraction massique substances X ; m(X) – masse de substance X ; m est la masse de l'ensemble du système.

^ Fraction massique de l'élément est une attitude total masse atomiqueélément À poids moléculaire relatif .

où n est le nombre d'atomes de l'élément ; Ar est la masse atomique relative de l’élément ;

Mr – poids moléculaire relatif.

La fraction massique est exprimée en fractions d'unité ou en pourcentage.

Exemple 1. Calculer le poids moléculaire relatif du carbonate de calcium CaCO 3. Déterminez la fraction massique de chaque élément dans CaCO 3.

D
Solution:

1. 
   Ar(Ca) = 40, Ar(O) = 16, Ar(C) = 12

et bien :

ω
ou 40% ;
(Ca) = ?

ou 12% ;

soit 48 %.

Réponse : Mr(CaCO 3) = 100 ; fraction massique de calcium 0,4 ; carbone – 0,12 ;

Oxygène – 0,48.

Mots et termes clés

^ Note!

1) Quoi exprimer (décrire) En utilisant quoi

La composition de la substance est représentée en utilisant chimique

formules.

2) Quoi montre Quoi

Formule chimique montre composition moléculaire.

3) Quoi contient Quoi

Molécule contient deux atomes d'hydrogène, un atome de soufre et

quatre atomes d'oxygène.

4) partie quoi inclus Quoi

Partie molécules inclus trois atomes d'oxygène.

5) Pourquoi ( datif) possible + infinitif + Quoi

Selon la formule chimique peut être calculé relatif

masse moléculaire.

Questions de contrôle

1. 
   Quelle est la formule chimique ?
2. 
   Que montre-t-il : a) formule chimique ; b) indice ;

1. 
   Qu’est-ce que la fraction massique ?

Tâches pour le travail indépendant

1. Écrivez les formules :

Sodium - deux - o

Potassium - deux - es

Cendre - en - o - trois

Cendre - deux - es - o - quatre

Aluminium – deux – es – o – quatre – trois fois

Ferum - o - cendre - trois fois

Zinc - o - cendres - deux fois

Manganèse - o

2. Lisez et écrivez les noms des formules :

BaSO4

3. Écrivez des formules pour les substances qui contiennent : a) un atome

Du soufre et trois atomes d'oxygène ; b) deux atomes de sodium et un atome de soufre ;

B) deux atomes d'hydrogène, un atome de soufre et trois atomes d'oxygène ;

D) un atome de plomb, deux atomes d'azote et six atomes d'oxygène ;

D) un atome de calcium et deux atomes de chlore.

4. Étiquette avec des symboles chimiques ou des formules : a) deux atomes

Soufre; b) trois atomes d'azote ; c) sept molécules d'eau ; d) un atome de chlore ;

D) cinq atomes de cuivre ; e) trois molécules d'acide sulfurique.

5. Calculer les masses moléculaires relatives des substances : a) H 3 AsO 4 ;

B) MgCl2; c) Fe 2 (SO 4) 3 ; d) Al2O3; e) Ca 3 (PO 4) 2. Déterminer la masse

La proportion de chaque élément dans ces substances.

Les masses des atomes et des molécules sont très petites, il est donc pratique de choisir la masse de l'un des atomes comme unité de mesure et d'exprimer les masses des atomes restants par rapport à celle-ci. C'est exactement ce qu'a fait le fondateur théorie atomique Dalton, qui a dressé un tableau des masses atomiques, prenant la masse de l’atome d’hydrogène comme une seule.

Jusqu'en 1961, en physique, 1/16 de la masse d'un atome d'oxygène 16 O était considéré comme unité de masse atomique (amu), et en chimie - 1/16 de la masse atomique moyenne de l'oxygène naturel, qui est un mélange de trois isotopes. L'unité de masse chimique était 0,03 % plus grande que l'unité physique.

Actuellement, un système de mesure unifié a été adopté en physique et en chimie. 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12 C a été choisi comme unité standard de masse atomique.

1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.

DÉFINITION

Masse atomique relative d'un élément (A r) est une quantité sans dimension, égal au rapport poids moyen atome d'un élément à 1/12 de la masse d'un atome de 12 C.

Lors du calcul de la masse atomique relative, l'abondance des isotopes des éléments dans la croûte terrestre. Par exemple, le chlore a deux isotopes 35 Cl (75,5 %) et 37 Cl (24,5 %). La masse atomique relative du chlore est :

UNE r (Cl) = (0,755 × m (35 Cl) + 0,245 × m (37 Cl)) / (1/12 × m (12 C) = 35,5.

De la définition de la masse atomique relative, il s'ensuit que la masse absolue moyenne d'un atome est égale à la masse atomique relative multipliée par amu :

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

EXEMPLE 2

Pour mesurer la masse d'un atome, on utilise la masse atomique relative, qui s'exprime en unités atomiques ah masse (a.m.u.). Le poids moléculaire relatif est constitué des masses atomiques relatives des substances.

Concepts

Pour comprendre ce qu’est la masse atomique relative en chimie, vous devez comprendre que la masse absolue d’un atome est trop petite pour être exprimée en grammes, et encore moins en kilogrammes. Par conséquent, dans chimie moderne 1/12 de la masse du carbone est considéré comme une unité de masse atomique (amu). La masse atomique relative est égale au rapport de la masse absolue à 1/12 de la masse absolue du carbone. En d’autres termes, la masse relative reflète le nombre de fois où la masse d’un atome d’une substance particulière dépasse 1/12 de la masse d’un atome de carbone. Par exemple, la masse relative d'azote est de 14, soit L'atome d'azote contient 14 a. e.m ou 14 fois plus de 1/12 d'un atome de carbone.

Riz. 1. Atomes et molécules.

Parmi tous les éléments, l'hydrogène est le plus léger, sa masse est de 1 unité. Les atomes les plus lourds ont une masse de 300 a. manger.

La masse moléculaire est une valeur indiquant combien de fois la masse d'une molécule dépasse 1/12 de la masse du carbone. Également exprimé dans a. e.m. La masse d'une molécule est constituée de la masse des atomes, donc pour calculer la valeur relative masse moléculaire il faut additionner les masses des atomes de la substance. Par exemple, le poids moléculaire relatif de l'eau est de 18. Cette valeur est la somme des masses atomiques relatives de deux atomes d'hydrogène (2) et d'un atome d'oxygène (16).

Riz. 2. Carbone entrant tableau périodique.

Comme vous pouvez le constater, ces deux concepts présentent plusieurs caractéristiques communes :

• les masses atomiques et moléculaires relatives d'une substance sont des quantités sans dimension ;
• la masse atomique relative est désignée Ar, la masse moléculaire - Mr ;
• L'unité de mesure est la même dans les deux cas - a. manger.

Les masses molaires et moléculaires sont identiques numériquement, mais diffèrent par leurs dimensions. La masse molaire est le rapport entre la masse d'une substance et le nombre de moles. Il reflète la masse d'une taupe, qui égal au nombre Avogadro, c'est-à-dire 6,02 ⋅ 10 23 . Par exemple, 1 mole d'eau pèse 18 g/mol et M r (H 2 O) = 18 a. e.m. (18 fois plus lourd qu'une unité de masse atomique).

Comment calculer

Pour exprimer mathématiquement la masse atomique relative, il faut déterminer que 1/2 partie de carbone ou une unité de masse atomique est égale à 1,66⋅10 −24 g. Par conséquent, la formule de la masse atomique relative est la suivante :

A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,

où m a est la masse atomique absolue de la substance.

La masse atomique relative des éléments chimiques est indiquée dans le tableau périodique, vous n'avez donc pas besoin de la calculer vous-même pour résoudre des problèmes. Les masses atomiques relatives sont généralement arrondies aux nombres entiers. L'exception est le chlore. La masse de ses atomes est de 35,5.

Il convient de noter que lors du calcul de la masse atomique relative des éléments contenant des isotopes, leur valeur moyenne est prise en compte. La masse atomique dans ce cas est calculée comme suit :

A r = ΣA r,i n i ,

où A r,i est la masse atomique relative des isotopes, n i est la teneur en isotopes des mélanges naturels.

Par exemple, l'oxygène a trois isotopes - 16 O, 17 O, 18 O. Leur masse relative est de 15,995, 16,999, 17,999 et leur teneur dans les mélanges naturels est respectivement de 99,759 %, 0,037 % et 0,204 %. En divisant les pourcentages par 100 et en substituant les valeurs, on obtient :

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

En se référant au tableau périodique, il est facile de retrouver cette valeur dans la cellule à oxygène.

Riz. 3. Tableau périodique.

La masse moléculaire relative est la somme des masses des atomes d'une substance :

Lors de la détermination de la valeur du poids moléculaire relatif, les indices de symboles sont pris en compte. Par exemple, le calcul de la masse de H 2 CO 3 est le suivant :

M r = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 une. manger.

Connaissant le poids moléculaire relatif, vous pouvez calculer densité relative un gaz sur le second, c'est-à-dire déterminer combien de fois une substance gazeuse est plus lourde que la seconde. Pour ce faire, utilisez l'équation D (y) x = M r (x) / M r (y).

Qu'avons-nous appris ?

Dès la leçon de 8e année, nous avons appris la masse atomique et moléculaire relative. L'unité de masse atomique relative est considérée comme 1/12 de la masse du carbone, égale à 1,66⋅10 −24 g. Pour calculer la masse, il est nécessaire de diviser la masse atomique absolue de la substance par l'unité de masse atomique. (amu). La valeur de la masse atomique relative est donnée dans tableau périodique Mendeleev dans chaque cellule d'élément. La masse moléculaire d'une substance est la somme des masses atomiques relatives des éléments.

Test sur le sujet

Évaluation du rapport

note moyenne: 4.6. Notes totales reçues : 190.

Masses absolues d'atomes et de molécules. Unité de masse atomique. Masse atomique relative. Poids moléculaire relatif et son calcul. 

Tâche 5. Déterminer la masse absolue (gm) d'une molécule d'eau. 

Les masses absolues des molécules peuvent être facilement remplacées par des masses moléculaires relatives (voir 3, chapitre I). Le poids moléculaire du premier gaz est 

Calculez la masse absolue d'une molécule de Br3, Oj, NH3, H2SO4, H2O, I2. 

Basé masse molaire et les nombres d'Avogadro, vous pouvez calculer les masses absolues des atomes et des molécules en utilisant la formule suivante- 

     Réponse La masse absolue d'une molécule d'eau est égale à 3X X 10-" g = 3-10- kg. 

Le nombre de molécules dans une mole d'une substance, appelé nombre d'Avogadro, Nf, = 6,0240-Yu En divisant la masse d'une mole de n'importe quelle substance par le nombre d'Avogadro, nous obtenons la masse absolue de la molécule en grammes. Par exemple, la masse d'une molécule Hg est de 2,016·6,02-10 = 3,35-10" g. La masse absolue d'un atome est calculée de la même manière. Les molécules ont un diamètre d'environ un à dix angströms (1 A = 10" cm) . 

En fonction de la taille et de la forme de la cellule unitaire, ainsi que des dimensions et symétries possibles des molécules, la question est de savoir combien de molécules peuvent tenir dans une cellule unitaire donnée. Lors de la résolution de ce problème, tenez toujours compte de la règle selon laquelle les molécules sont étroitement emballées dans le cristal, c'est-à-dire que les saillies d'une molécule s'insèrent dans les dépressions d'une autre, etc. (Fig. 16). Ainsi, la forme de la maille unitaire permet souvent de juger Forme générale molécules. La masse absolue d'une molécule (à partir de laquelle il est facile de calculer la masse moléculaire) sur la base des données de diffraction des rayons X est déterminée comme suit  

Connaissant le nombre d'Avogadro, il est facile de trouver la masse absolue d'une particule de n'importe quelle substance. En effet, la masse en grammes d’une molécule (atome) d’une substance est égale à la masse molaire divisée par le nombre d’Avogadro. Par exemple, la masse absolue d'un atome d'hydrogène ( masse molaire atomes d'hydrogène 1,008 g/mol) est égal à 1,67-10 g. C'est approximativement le même nombre de fois inférieur à la masse d'une petite pastille, combien de fois la masse d'une personne est inférieure à la masse du globe entier. .. 

De cette façon, les masses absolues des molécules et des atomes d’autres éléments peuvent être calculées. Ces quantités étant négligeables et peu pratiques pour les calculs, nous utilisons la notion de poids atomique (moléculaire), qui correspond à la masse des atomes (molécules), exprimée en unités relatives. Par unité de masse atomique (a.m.u.) 

Le nombre de molécules dans 1 mole d'une substance, appelé constante d'Avogadro VA, est de 6,0220-10. En divisant la masse d’une mole d’une substance par la constante d’Avogadro, nous obtenons la masse absolue des molécules en grammes. Par exemple, la masse de la molécule H est de 2,016 6,02-10 3 = 3,35 g. De même, la masse absolue d'un atome est calculée. Les molécules ont un diamètre d'environ 0,1 à 1 nm. 

Comment est calculée la masse absolue des atomes et des molécules ? Calculer les masses absolues d'un atome de cuivre et d'une molécule de phosphure d'hydrogène. 

L'énergie cinétique e de deux molécules de masses Ш] et Ш2 peut être exprimée toutes deux en fonction de leur valeur commune vitesses absolues C et Cr dans l'espace et à travers les composantes de ces vitesses 

Calcul des masses et volumes absolus d'atomes et de molécules 

Quotient de la division de la masse absolue d'une molécule d'un composé ou d'un élément par un douzième de la masse absolue d'un atome d'isotope de carbone. La somme des masses atomiques de tous les éléments d'une molécule. 

Les masses des autres atomes, ainsi que des molécules, sont également extrêmement petites (la masse moléculaire absolue est notée tm), par exemple, la masse d'une molécule d'eau est  

Bien plus tôt, dans la seconde moitié du XIXe siècle, les premières tentatives ont été faites pour aborder la question de la masse et de la taille absolues des atomes et des molécules. Bien qu'il soit clairement impossible de peser une molécule individuelle, la théorie a ouvert une autre voie, il fallait d'une manière ou d'une autre 

Selon la formule chimique substance gazeuse Vous pouvez déterminer certaines de ses caractéristiques quantitatives : composition en pourcentage, poids moléculaire, densité, densité relative pour tout gaz, masse absolue de la molécule. 

Questions de contrôle. 1. Qu'est-ce qu'un atome molécule poids atomique poids moléculaire masse d'un atome masse d'une molécule gramme-atome gramme-molécule 2. Quel est le poids moléculaire du CO2 et la masse absolue d'une molécule de COa, exprimées en grammes 3. Comment sont Loi d'Avogadro formulée 4. Quel volume une molécule-gramme occupe-t-elle dans un gaz ? conditions normales 5. Quel est le nombre d’Avogadro ? À quoi est-il égal ? 6. D’après la formule de l’acétylène C3Na ? 

Par exemple, un poids moléculaire relatif de l'eau de 18 (arrondi) signifie qu'une molécule d'eau est 18 fois plus lourde que 1 à 2 parties de la masse absolue d'un atome de carbone. 

Définir les concepts a) élément, atome, molécule b) substance simple et complexe c) masses atomiques et moléculaires relatives, masses absolues d'un atome et d'une molécule. Que faut-il comprendre par la particule conditionnelle UC  

Bien plus tôt, dans la seconde moitié du XIXe siècle, les premières tentatives ont été faites pour aborder la question de la masse et de la taille absolues des atomes et des molécules. Bien qu'il soit clairement impossible de peser une molécule individuelle, la théorie a ouvert une autre voie : il était nécessaire de déterminer d'une manière ou d'une autre le nombre de particules dans une mole de molécules ou d'atomes - ce qu'on appelle le nombre d'Avogadro (A). Il est tout aussi impossible de compter directement des molécules que de les peser, mais le nombre d'Avogadro est inclus dans de nombreuses équations dans diverses branches de la physique, et il peut être calculé sur la base de ces équations. Évidemment, si les résultats de tels calculs, effectués de plusieurs manières indépendantes, coïncident, cela peut alors servir de preuve de l'exactitude de la valeur trouvée. 

Étant donné que les masses absolues des atomes et des molécules sont petites, les masses relatives sont généralement utilisées. 

L'énergie cinétique de deux molécules avec des masses peut être exprimée en termes de composantes de vitesse ou en termes de vitesses absolues elles-mêmes comme suit  

Comme on le sait, la chaleur est une mesure de l’énergie cinétique du mouvement des particules qui forment une substance donnée. Il a été établi qu'à une température nettement supérieure à la température zéro absolu, moyenne énergie cinétique les molécules sont proportionnelles température absolue T. Pour une molécule de masse m et vitesse moyenne Et  

Exemple 8. Calculez la masse absolue d'une molécule d'acide sulfurique en grammes. 

Tous les composés étudiés sont divisés en un tableau d'entraînement contenant des molécules avec propriétés connues, et le groupe de molécules prédit. Le tableau de formation analysé pour la propriété étudiée est divisé en deux groupes alternatifs (actif - inactif). Les modèles créés représentent les équations forme logique A = 7 (3), où A est l'activité, (8) est un ensemble décisif de caractéristiques (RSP) - un complexe de fragments formules développées et leurs diverses combinaisons, les descripteurs dits sous-structurels. L'influence des fragments et de leurs combinaisons sur l'activité est évaluée sur la base du coefficient de contenu informatif, variant de moins 1 à plus 1. Plus valeur absolue contenu de l’information, plus la probabilité d’influence est élevée de cette caractéristique sur les propriétés. Le signe plus caractérise influence positive, moins - négatif. P est un algorithme à l'aide duquel les propriétés des substances étudiées sont reconnues. Dans le processus de prévision, deux algorithmes sont utilisés : la géométrie (I) et le vote (II). Le premier d'entre eux est basé sur la détermination de la distance dans la métrique euclidienne entre la substance étudiée et la norme hypothétique calculée de la propriété étudiée. La deuxième méthode consiste à analyser le nombre de caractéristiques (votes) dans la structure des connexions, avec un contenu informatif positif et négatif. Les procédures de conception moléculaire sont décrites plus en détail dans la section 5. 

Le poids moléculaire relatif Mr est le rapport entre la masse absolue de la molécule et Vi2 la masse de l'atome d'isotope du carbone. masses relatives par définition, ce sont des quantités sans dimension. 

Buse Becker. Divers méthodes cinétiques les solutions au problème de la séparation des isotopes peuvent être classées en méthodes qui utilisent la différence des coefficients de transfert des molécules diverses masses, et aux méthodes utilisant le mouvement du mélange séparé dans un champ de potentiel. La méthode la plus typique de la deuxième classe est précisément la méthode de centrifugation à gaz, qui nécessite cependant un travail de développement très impressionnant, même pour une démonstration en laboratoire de ses capacités grandioses, en raison de l'ingénierie absolument non standard de la centrifugeuse à gaz. Proposée, vraisemblablement par Dirac, à peu près en même temps que la centrifugeuse à gaz, la méthode de la buse de séparation (buse Becker, du nom du leader du premier travail expérimental réussi) 

Les atomes d'éléments et les molécules de substances sont caractérisés par une certaine masse physique (absolue) m, par exemple, la masse de l'atome d'hydrogène H est de 1,67 g, la masse de la molécule P4 est de 2,06 à 10 g, la masse du H la molécule est de 2,99 à 10 g, la masse de la molécule H2804 1,63 K) g. Les masses absolues des atomes d'éléments et des molécules de substances sont extrêmement petites et il n'est pas pratique d'utiliser de telles valeurs. Par conséquent, le concept de masse relative des atomes et des molécules a été introduit. 

Poids moléculaire relatif composé chimique- un nombre indiquant combien de fois la masse absolue d'une molécule d'un composé atomique est supérieure à l'unité de masse atomique. 

Détermination des masses absolues des atomes (ainsi que des masses des molécules et de leurs fragments) spectroscopie de masse. 

La détermination de la masse absolue du contenu d'une cellule unitaire est d'une grande valeur structure en cristal. Les dimensions des cellules unitaires peuvent être mesurées, si nécessaire, avec une très grande précision (erreur inférieure à 0,01 %). Il est plus difficile de mesurer les densités, mais l'erreur de mesure totale peut atteindre 0,1 % de la masse unitaire de la cellule (sans être trop importante). travail expérimental). En plus de déterminer la masse absolue d'une cellule, des informations concernant le contenu possible d'une cellule peuvent être obtenues d'une autre manière à partir des structures cristallines. Le groupe spatial de symétrie, la nature et la variété des positions équivalentes admissibles des nœuds et les exigences fondamentales selon lesquelles l'intensité des réflexions des rayons X observées doit correspondre, dans des limites acceptables, à l'intensité calculée pour la structure cristalline supposée, tout cela donne Un certain montant informations qui doivent être conformes à toute formule chimique proposée. Ainsi, quelle que soit la présence d’autres molécules, 46 molécules d’eau par structure cellulaire unitaire d’hydrates de type I doivent être incluses dans toute formule si les dimensions de la cellule unitaire. 

Le nombre d'Avogadro est le nombre de molécules dans une molécule-gramme de n'importe quelle substance. Cette valeur peut être déterminée diverses méthodes, alors que les résultats obtenus différentes façons, coïncident dans les limites de la précision des mesures. Actuellement, la valeur du numéro d’Avogadro est estimée à 6,023-10. Le nombre d'Avogadro est une constante universelle ; il ne dépend pas de la nature de la substance et de son état d'agrégation. Pour calculer la masse absolue d'un atome ou d'une molécule, divisez la masse gramme-atomique ou gramme-moléculaire par le nombre d'Avogadro. Par exemple, 

Un des les propriétés les plus importantes une substance est son poids moléculaire. Puisque les masses absolues des molécules sont très petites, les masses relatives sont utilisées dans les calculs. Le poids moléculaire d'une substance est généralement compris comme le rapport entre la masse d'une molécule d'une substance donnée et 1/12 de la masse d'un atome de carbone. En conséquence, les masses des atomes d'éléments chimiques sont également comparées à 1/12 de la masse d'un atome de carbone. Ensuite, la masse atomique du carbone est de 12, les autres éléments (arrondis) de l'hydrogène - 1, de l'oxygène - 16, de l'azote - 14. La masse d'une molécule d'un composé chimique est déterminée en additionnant les masses atomiques des éléments qui composent la molécule. Par exemple, le poids moléculaire gaz carbonique Le CO2 est égal à 12 + 2-16 = 44 (1 atome de carbone de masse 12 et 2 atomes d'oxygène de masse 16). Le poids moléculaire du méthane CH est de 12 + 4-1 = 16. Le poids moléculaire de certains des gaz combustibles les plus couramment utilisés et de leurs produits de combustion est indiqué dans le tableau. 1.1. 

Bien entendu, les états II et III ne sont pas absolument stables et, du fait du mouvement thermique, des oscillations autour de ces positions voire des rotations peuvent se produire. Avec l'augmentation de la température, le nombre relatif de molécules dans la masse d'une substance qui ne correspondent pas à l'état le plus stable augmente, mais ne peut dépasser le nombre de molécules à l'état fondamental. 

Dalton ne voyait pas de différence qualitative entre les atomes complexes, ne reconnaissait donc pas deux étapes (atomes et molécules) dans la structure de la matière. En ce sens, l'atomisme de Dalton constituait un pas en arrière par rapport au concept élémental-corpusculaire de Lomonossov. Cependant, le noyau rationnel de l’atomisme de Dalton était sa doctrine de la masse des atomes. Croyant à juste titre que les masses absolues des atomes sont extrêmement petites, Dalton proposa de déterminer les masses atomiques relatives. Dans ce cas, la masse de l’atome d’hydrogène, le plus léger de tous les atomes, a été considérée comme unité. Ainsi, Dalton fut le premier à définir la masse atomique d'un élément comme le rapport entre la masse d'un atome d'un élément donné et la masse d'un atome d'hydrogène. Il a également compilé le premier tableau des masses atomiques de 14 éléments. La doctrine de Dalton sur les masses atomiques a joué un rôle inestimable dans la transformation de la chimie en une science quantitative et dans la découverte Loi périodique. C'est pourquoi 

Il faut distinguer les notions de masse absolue d'une molécule et de gramme-molécule. Ainsi, 10 grammes de molécules d'eau font 18 X 10 = 180 g, soit environ un verre d'eau, et 10 molécules d'eau représentent une quantité insignifiante qui ne peut être pesée. 

Quel est l'équivalent moléculaire ? Masse de CO2 la masse absolue d'une molécule de CO2, exprimée en nombres premiers 3. Comment la loi d'Avogadro est formulée 4. Quel volume occupe une molécule grammaticale d'un gaz dans des conditions normales  

Sur la base des expériences réalisées, une relation claire a été établie entre la masse absolue des molécules d'acides aminés diffusées et leurs poids moléculaires. 

Voir les pages où le terme est mentionné Masse absolue de la molécule:                      Les bases chimie générale Tome 2 Édition 3 (1973) -- [

Les atomes ont très petite taille et très petite masse. Si nous exprimons la masse d'un atome de quelque élément chimique en grammes, alors ce sera un nombre précédé de plus de vingt zéros après la virgule décimale. Par conséquent, mesurer la masse des atomes en grammes n’est pas pratique.

Cependant, si vous en prenez très messe basse par unité, alors toutes les autres petites masses peuvent être exprimées en rapport avec cette unité. L’unité de mesure de la masse atomique a été choisie comme étant 1/12 de la masse d’un atome de carbone.

1/12 de la masse d’un atome de carbone s’appelle unité de masse atomique(a.e.m.).

Masse atomique relative est une valeur égale au rapport de la masse réelle d'un atome d'un élément chimique particulier à 1/12 de la masse réelle d'un atome de carbone. Il s’agit d’une quantité sans dimension puisque deux masses sont divisées.

A r = m à. / (1/12) m d'arc.

Cependant masse atomique absolueégal à relatif en valeur et a une unité de mesure a.m.u.

Autrement dit, la masse atomique relative montre combien de fois la masse atome spécifique plus de 1/12 d’atome de carbone. Si un atome A a r = 12, alors sa masse est 12 fois supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone, ou, en d'autres termes, il possède 12 unités de masse atomique. Cela ne peut se produire qu’avec le carbone (C) lui-même. L'atome d'hydrogène (H) a A r = 1. Cela signifie que sa masse est égale à la masse de 1/12 de la masse de l'atome de carbone. L'oxygène (O) a une masse atomique relative de 16 uma. Cela signifie qu’un atome d’oxygène est 16 fois plus massif qu’un atome de carbone 1/12, il possède 16 unités de masse atomique.

L'élément le plus léger est l'hydrogène. Sa masse est approximativement égale à 1 amu. Les atomes les plus lourds ont une masse proche de 300 uma.

Habituellement, pour chaque élément chimique, sa valeur est la masse absolue des atomes, exprimée en termes de a. e.m. sont arrondis.

Les valeurs des unités de masse atomique sont inscrites dans le tableau périodique.

Pour les molécules, le concept est utilisé masse moléculaire relative (Mr). Le poids moléculaire relatif indique combien de fois la masse d’une molécule est supérieure à 1/12 de la masse d’un atome de carbone. Mais comme la masse d’une molécule est égale à la somme des masses de ses atomes constitutifs, la masse moléculaire relative peut être trouvée en additionnant simplement les masses relatives de ces atomes. Par exemple, une molécule d'eau (H 2 O) contient deux atomes d'hydrogène avec A r = 1 et un atome d'oxygène avec A r = 16. Par conséquent, Mr(H 2 O) = 18.

Un certain nombre de substances ont structure non moléculaire, comme les métaux. Dans un tel cas, leur masse moléculaire relative est considérée comme égale à leur masse atomique relative.

En chimie, une quantité importante est appelée fraction massique d'un élément chimique dans une molécule ou une substance. Il montre quelle part du poids moléculaire relatif représente cet élément. Par exemple, dans l'eau, l'hydrogène représente 2 parties (puisqu'il y a deux atomes) et l'oxygène 16. Autrement dit, si vous mélangez de l'hydrogène pesant 1 kg et de l'oxygène pesant 8 kg, ils réagiront sans laisser de résidus. La fraction massique de l'hydrogène est de 2/18 = 1/9 et la fraction massique de l'oxygène est de 16/18 = 8/9.