La taupe est la quantité de substance qui contient la même quantité éléments structurels, combien d'atomes sont contenus dans 12 g de 12 C, et les éléments structurels sont généralement des atomes, des molécules, des ions, etc. La masse de 1 mole d'une substance, exprimée en grammes, est numériquement égale à sa mole. masse. Ainsi, 1 mole de sodium a une masse de 22,9898 g et contient 6,02.10 23 atomes ; 1 mole de fluorure de calcium CaF 2 a une masse de (40,08 + 2 18,998) = 78,076 g et contient 6,02 10 23 molécules, tout comme 1 mole de tétrachlorure de carbone CCl 4 dont la masse est (12,011 + 4 35,453) = 153,823 g, etc
La loi d'Avogadro.
A l'aube du développement théorie atomique(1811) A. Avogadro a émis une hypothèse selon laquelle à même température et pression dans des volumes égaux gaz parfaits contenu même numéro molécules. Plus tard, il a été démontré que cette hypothèse est une conséquence nécessaire théorie cinétique, et est maintenant connue sous le nom de loi d'Avogadro. Il peut être formulé comme suit : une mole de n'importe quel gaz à la même température et pression occupe le même volume, à température et pression standard (0°C, 1,01×10 5 Pa) égal à 22,41383 litres. Cette quantité est appelée volume molaire d’un gaz.
Avogadro lui-même n'a pas estimé le nombre de molécules dans un volume donné, mais il a compris que c'était très grande valeur. La première tentative pour trouver le nombre de molécules occupant un volume donné a été faite en 1865 par J. Loschmidt ; on a constaté que dans 1 cm 3 gaz parfait dans des conditions normales (standard), il contient 2,68675Х10 19 molécules. D'après le nom de ce scientifique, la valeur indiquée a été appelée nombre de Loschmidt (ou constante). Depuis, il a été développé grand nombre méthodes indépendantes pour déterminer le nombre d'Avogadro. L’excellent accord entre les valeurs obtenues constitue une preuve convaincante de l’existence réelle des molécules.
Méthode Loschmidt
n'a qu'un intérêt historique. Elle repose sur l’hypothèse que le gaz liquéfié est constitué de molécules sphériques très compactes. En mesurant le volume de liquide formé à partir d'un volume de gaz donné et en connaissant approximativement le volume des molécules de gaz (ce volume pourrait être représenté en fonction de certaines propriétés du gaz, telles que la viscosité), Loschmidt a obtenu une estimation du nombre d'Avogadro. ~10 22.
Détermination basée sur la mesure de la charge d'un électron.
Une unité de quantité d'électricité connue sous le nom de nombre de Faraday F, est la charge portée par une mole d'électrons, c'est-à-dire F = Né, Où e– la charge électronique, N– le nombre d’électrons dans 1 mole d’électrons (c’est-à-dire le nombre d’Avogadro). Le nombre de Faraday peut être déterminé en mesurant la quantité d'électricité nécessaire pour dissoudre ou précipiter 1 mole d'argent. Des mesures minutieuses effectuées par le National Bureau of Standards des États-Unis ont donné la valeur F= 96490,0 C, et la charge électronique, mesurée différentes méthodes(notamment dans les expériences de R. Millikan), est égal à 1,602×10 –19 C. De là, vous pouvez trouver N. Cette méthode de détermination du numéro d'Avogadro semble être l'une des plus précises.
Les expériences de Perrin.
Sur la base de la théorie cinétique, on a obtenu une expression incluant le nombre d'Avogadro qui décrit la diminution de la densité d'un gaz (par exemple l'air) avec la hauteur de la colonne de ce gaz. S'il était possible de calculer le nombre de molécules dans 1 cm 3 de gaz à deux hauteurs différentes, alors, en utilisant par l'expression spécifiée, nous pourrions trouver N. Malheureusement, cela est impossible à réaliser car les molécules sont invisibles. Cependant, en 1910 J. Perrin montra que l'expression citée est également valable pour les suspensions particules colloïdales, visibles au microscope. En comptant le nombre de particules situées à différentes hauteurs dans la colonne de suspension, on a obtenu le nombre d'Avogadro 6,82 × 10 23 . À partir d'une autre série d'expériences dans lesquelles le déplacement quadratique moyen des particules colloïdales en raison de leur Mouvement brownien, Perrin a eu la valeur N= 6,86Х10 23. Par la suite, d'autres chercheurs ont répété certaines expériences de Perrin et ont obtenu des valeurs en bon accord avec celles actuellement acceptées. Il convient de noter que les expériences de Perrin ont marqué un tournant dans l'attitude des scientifiques à l'égard de la théorie atomique de la matière - auparavant, certains scientifiques la considéraient comme une hypothèse. W. Ostwald, un éminent chimiste de l'époque, exprima ainsi ce changement de point de vue : « La correspondance du mouvement brownien avec les exigences de l'hypothèse cinétique... força même les scientifiques les plus pessimistes à parler de preuve expérimentale théorie atomique".
Calculs utilisant le nombre d'Avogadro.
En utilisant le numéro d'Avogadro, nous avons obtenu valeurs exactes masses d'atomes et de molécules de nombreuses substances : sodium, 3,819×10 –23 g (22,9898 g/6,02×10 23), tétrachlorure de carbone, 25,54×10 –23 g, etc. On peut également montrer que 1 g de sodium doit contenir environ 3x1022 atomes de cet élément.
Voir aussi
Taupe- l'un des les notions les plus importantes en chimie, c'est une sorte de lien pour le passage du micromonde des atomes et des molécules au macromonde ordinaire des grammes et des kilogrammes.
En chimie il faut souvent compter grandes quantités atomes et molécules. Pour un calcul rapide et efficace, il est d'usage d'utiliser la méthode de pesée. Mais il faut connaître le poids atomes individuels et des molécules. Afin de découvrir poids moléculaire vous devez additionner la masse de tous les atomes inclus dans le composé.
Prenons une molécule d'eau H 2 O, composée d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène. Depuis tableau périodique Mendeleïev nous apprend qu'un atome d'hydrogène pèse 1,0079 amu. ; un atome d'oxygène - 15,999 amu. Maintenant, pour calculer la masse moléculaire de l’eau, nous devons additionner les masses atomiques des composants de la molécule d’eau :
H 2 O = 2 1,0079 + 1 15,999 = 18,015 amu
Par exemple, pour le sulfate d’ammonium, le poids moléculaire sera :
Al 2 (SO 4) 3 = 2 26,982 + 3 32,066 + 12 15,999 = 315,168 amu.
Revenons encore à la vie quotidienne, dans lequel nous avons l'habitude d'utiliser des concepts tels que paire, dix, douzaine, cent. Ce sont toutes des unités de mesure uniques. certains objets: une paire de chaussures, une douzaine d'œufs, une centaine de trombones. Une unité de mesure similaire en chimie est MOL.
La science moderne a déterminé le nombre avec une grande précision unités structurelles(molécules, atomes, ions...) contenus dans 1 mole d'une substance est 6,022 10 23 - constante d'Avogadro, ou Le numéro d'Avogadro.
Tout ce qui précède concernant la jetée fait référence au microcosme. Nous devons maintenant relier le concept de taupe au macrocosme quotidien.
Toute la nuance est que 12 grammes de l'isotope du carbone 12 C contiennent 6,022·10 23 atomes de carbone, soit exactement 1 mole. Ainsi, pour tout autre élément, une taupe s'exprime par le nombre de grammes égal à masse atomiqueélément. Pour composés chimiques Une mole s'exprime en nombre de grammes égal au poids moléculaire d'un composé.
Un peu plus tôt, nous avons découvert que le poids moléculaire de l'eau est de 18,015 amu. Compte tenu des connaissances acquises sur la taupe, on peut dire que la masse de 1 mole d'eau = 18,015 g (puisqu'une mole d'un composé est le nombre de grammes égal à son poids moléculaire). Autrement dit, on peut dire que 18,015 g d'eau contiennent 6,022 10 23 molécules de H 2 O, soit 1 mole d'eau = 1 mole d'oxygène + 2 moles d'hydrogène.
À partir de l’exemple ci-dessus, le lien entre le microcosme et le macrocosme à travers une taupe est clair :
Nombre d'Avogadro ↔ MOL ↔ nombre de grammes égal à la masse atomique (formule)- n - quantité de substance, mol ;
- N - nombre de particules ;
- N A - Nombre d'Avogadro, mol -1
En voici quelques-uns exemples pratiques la taupe utilise :
Tâche n°1 : Combien de molécules d’eau y a-t-il dans 16,5 moles de H 2 O ?
Solution: 16,5 6,022 10 23 = 9,93 10 24 molécules.
Tâche n°2 : Combien y a-t-il de moles dans 100 grammes de H 2 O ?
Solution:(100 g/1)·(1 mol/18,015 g) = 5,56 mol.
Tâche n°3 : Combien de molécules contiennent 5 g de dioxyde de carbone ?
Solution:
- Déterminer le poids moléculaire du CO 2 : CO 2 = 1 12,011 + 2 15,999 = 44,01 g/mol
- Trouver le nombre de molécules : (5g/1)·(1mol/44,01g)·(6,022·10 23 /1mol) = 6,84·10 22 molécules de CO 2
Hier, j'ai promis d'expliquer cela langue accessible. Ceci est important pour comprendre la chimie. Si vous le comprenez une fois, vous ne l’oublierez pas plus tard.
La chimie a son propre langage, comme toute science. 2H 2 + O 2 → 2H 2 O - en langage chimique, une notation pour la réaction de formation d'eau à partir de substances simples, d'hydrogène (H) et d'oxygène (O). Les petits nombres font référence au nombre d'atomes (ils viennent après le symbole élément chimique), les gros - au nombre de molécules. D'après l'équation, il ressort clairement que deux les molécules d'hydrogène se combinent avec un molécule d'oxygène et en conséquence sort deux molécules d'eau. Attention, c'est très important à comprendre ! Ce sont précisément les molécules qui se connectent aux molécules, non pas « gramme à gramme », mais molécule à molécule.
Cette proportion restera toujours :
Tout irait bien, mais il y a deux problèmes. Le premier est dans la vraie vie nous ne pouvons pas mesurer un million de molécules d’oxygène ou d’hydrogène. Nous pourrons mesurer un gramme ou une tonne de réactifs. Deuxièmement, les molécules sont très petites. Il y en a 6,7 x 10 24 dans un verre d'eau. Ou, dans la notation habituelle, 6,7 billions de milliards (c’est vrai – près de sept billions de fois mille milliards de molécules). Il n’est pas pratique de fonctionner avec de tels chiffres.
Quelle est la sortie ? Les molécules ont également une masse, quoique très petite. Nous prenons juste masse d'une molécule, multipliez par nombre de molécules et nous obtenons la masse dont nous avons besoin. Nous sommes d'accord - nous le prendrons beaucoup grand nombre molécules (600 milliards de milliards de morceaux) et inventer pour ce montant unité de mesure spéciale taupe. Comment manger 12 morceaux de quelque chose ? nom spécial "douzaine", et quand ils parlent de « dix douzaines », ils veulent dire 120 pièces. 5 douzaines d'œufs = 60 pièces. Pareil avec taupes. 1 mole équivaut à 600 milliards de milliards de molécules ou, en notation mathématique, 6,02 10 23 molécules. Autrement dit, lorsqu’on nous dit « 1 mole » d’hydrogène, nous savons que nous parlons de 600 milliards de milliards de molécules d’hydrogène. Lorsqu’on parle de 0,2 mole d’eau, on comprend qu’il s’agit de 120 milliards de milliards de molécules d’eau.
Encore une fois, le papillon est comme ça unité de comptage, uniquement spécifiquement pour les molécules. Comme « dix », « douzaine » ou « million », mais bien plus.
En continuant le tableau ci-dessus, vous pouvez écrire :
Nous avons résolu le premier problème : écrire 1 mole ou 2 moles est bien plus pratique que 600 milliards de milliards de molécules ou 1,2 billion de milliards de molécules. Mais pour des raisons de commodité, il n’était pas nécessaire de clôturer le jardin. Le deuxième problème, on s'en souvient, est la transition de nombre de molécules(ne les comptez pas individuellement !) masse de matière, au fait que nous pouvons mesurer sur des échelles. Ce nombre de molécules dans une mole (c'est un peu étrange, non rond - 6,02·10 23 molécules) a été choisi pour une raison. Une mole de molécules de carbone pèse exactement 12 grammes.
Il est clair que toutes les molécules sont différentes. Il y en a de gros et de lourds : ils peuvent contenir de nombreux atomes, ou pas beaucoup, mais les atomes eux-mêmes sont lourds. Et il existe des molécules petites et légères. Pour chaque atome et pour de nombreuses molécules, il existe des tableaux avec leurs masse molaire. C'est-à-dire avec le poids d'une mole de ces molécules (sinon, vous pouvez facilement le calculer vous-même en additionnant les masses molaires de tous les atomes qui composent la molécule). La masse molaire est mesurée en grammes/mol (combien de grammes pèse une mole, c'est-à-dire combien de grammes pèsent 6,02·10 23 molécules). On se souvient qu'une taupe n'est qu'une unité de comptage. Eh bien, comme si le répertoire écrivait - 1 douzaine oeufs de poule pèse 600 grammes et 1 douzaine d'autruches pèsent 19 kilogrammes. Une douzaine n'est qu'une quantité (12 pièces), et les œufs eux-mêmes, de poule ou d'autruche, pèsent différemment. Et une douzaine de ces œufs ou d’autres pèsent également différemment.
Idem avec les molécules. 1 mole de petites et légères molécules d'hydrogène pèse 2 grammes et 1 mole de grosses molécules d'acide sulfurique pèse 98 grammes. 1 mole d'oxygène pèse 32 grammes, 1 mole d'eau pèse 18 grammes. Voici une image à titre d'exemple, où de petites molécules d'hydrogène et grosses molécules oxygène. Cette image est une représentation graphique de la réaction 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Nous continuons à remplir le tableau :
Voyez-vous la transition de nombre de moléculesà leur masse? Voyez-vous que la loi de conservation de la matière est remplie ? 4 grammes + 32 grammes donnent 36 grammes.
Maintenant nous pouvons décider tâches simples en chimie. Voici la plus primitive : il y avait 100 molécules d’oxygène et 100 molécules d’hydrogène. Que se passera-t-il à la suite de la réaction ? Nous savons que pour 1 molécule d’oxygène, il faut 2 molécules d’hydrogène. Par conséquent, les 100 molécules d'hydrogène réagiront (et 100 molécules d'eau se formeront), mais tout l'oxygène ne réagira pas, il restera 50 molécules supplémentaires. L'oxygène est en excès.
Comme je l’ai dit plus haut, personne ne compte les molécules comme des morceaux. Les substances sont généralement mesurées en grammes. Maintenant, la tâche de manuel scolaire: Il y a 10 g d'hydrogène et 64 g d'oxygène, que se passe-t-il si vous les mélangez ? Premièrement, nous devons convertir les masses en taupes (c’est-à-dire en nombre de molécules ou en quantité de substance, comme disent les chimistes). 10 g d'hydrogène correspondent à 5 moles d'hydrogène (1 mole d'hydrogène pèse 2 grammes). 64 g d'oxygène correspondent à 2 moles (1 mole pèse 32 grammes). On sait que pour 1 mole d’oxygène, 2 moles d’hydrogène sont perdues lors de la réaction. Cela signifie que dans notre cas, tout l'oxygène (2 moles) et 4 moles d'hydrogène sur cinq vont réagir. Il en résulte qu’il reste 4 moles d’eau et une mole d’hydrogène.
Convertissons la réponse en grammes. Tout l’oxygène (64 grammes) et 8 grammes d’hydrogène (4 mol * 2 g/mol) réagiront. 1 mole d'hydrogène n'aura pas réagi (soit 2 grammes) et vous obtiendrez 72 grammes d'eau (4 moles * 18 g/mol). La loi de conservation de la matière est à nouveau remplie - 64 + 10 = 72 + 2.
Je pense que maintenant cela devrait être clair pour tout le monde. 1 mole est simplement le nombre de molécules. La masse molaire est la masse d'une mole. Il est nécessaire pour passer de la masse de matière (avec laquelle nous travaillons monde réel) au nombre de molécules ou à la quantité de substance nécessaire aux réactions.
Nous répétons encore :
a) les substances réagissent dans le rapport de n molécules de l'une à m molécules de l'autre. Cette proportion sera la même pour 100 molécules matière première, et pour cent mille milliards, ou pour cent mille milliards de milliards.
b) pour plus de commodité, afin de ne pas compter les molécules en morceaux, ils ont mis au point une unité de comptage spéciale - la mole, c'est-à-dire 6,02·10 23 molécules à la fois. Le nombre de ces grains de beauté est appelé la « quantité de substance » habituelle.
c) une mole de chaque substance pèse différemment, car Les molécules et les atomes qui composent eux-mêmes une substance pèsent différemment. La masse d’une mole d’une substance est appelée sa masse molaire. Un autre exemple est que les briques ordinaires et les briques silico-calcaires pèsent différemment. Si nous faisons une analogie, alors « le poids de mille briques » est « masse molaire" (à la différence qu'il n'y a pas 1000 molécules, mais plus). La masse de ces « mille briques » est différente pour les briques silico-calcaires et les briques ordinaires.
d) nous clôturons tout ce jardin pour qu'il soit facile de passer de la masse de réactifs à la quantité de substance (nombre de molécules, nombre de taupes) et inversement. Et vous devez faire des allers-retours car dans le monde réel, nous mesurons les réactifs en grammes, et réactions chimiques sont proportionnels non pas à la masse, mais au nombre de molécules.
P.S. Pour les chimistes et autres, j’ai intentionnellement beaucoup simplifié ici. Je n'ai pas besoin d'expliquer que 12 grammes ne pèsent pas 1 mole de carbone, mais 1 mole de molécules de l'isotope C12, ou qu'au lieu de « molécules », il faudrait écrire « unités structurelles » (molécules, ions, atomes ...), pas spécifiquement mentionné que 1 mole de gaz occupe le même volume dans les mêmes conditions et bien plus encore
Ce que je n'aimais pas dans les manuels, c'était simplement définition formelle prier, sans indiquer le sens de ce concept et pourquoi il est nécessaire.
La loi d'Avogadro
A l'aube du développement de la théorie atomique (), A. Avogadro a avancé une hypothèse selon laquelle, à même température et pression dans volumes égaux Les gaz parfaits contiennent le même nombre de molécules. Cette hypothèse s'est révélée plus tard être une conséquence nécessaire de la théorie cinétique et est maintenant connue sous le nom de loi d'Avogadro. Il peut être formulé comme suit : une mole de n'importe quel gaz à la même température et pression occupe le même volume, dans des conditions normales égales 22,41383 . Cette quantité est appelée volume molaire d’un gaz.
Avogadro lui-même n'a pas estimé le nombre de molécules dans un volume donné, mais il a compris qu'il s'agissait d'une valeur très élevée. La première tentative pour déterminer le nombre de molécules occupant un volume donné a été réalisée l'année J. Loschmidt. D’après les calculs de Loschmidt, il s’ensuit que pour l’air, le nombre de molécules par unité de volume est de 1,81 10 18 cm −3, soit environ 15 fois moins. vrai sens. Huit ans plus tard, Maxwell est parvenu à une estimation beaucoup plus précise d'« environ 19 millions de millions de millions » de molécules par individu. centimètre cube, ou 1,9·10 19 cm−3. En effet, dans 1 cm³ de gaz parfait à conditions normales contient 2,68675·10 19 molécules. Cette quantité était appelée nombre de Loschmidt (ou constante). Depuis lors, un grand nombre de méthodes indépendantes ont été développées pour déterminer le nombre d'Avogadro. L’excellent accord entre les valeurs obtenues fournit une preuve solide du nombre réel de molécules.
Mesurer une constante
| Les données de cet article datent de décembre 2011. |
La valeur officiellement acceptée aujourd'hui du nombre d'Avogadro a été mesurée en 2010. Pour cela, deux sphères en silicium 28 ont été utilisées. Les sphères ont été obtenues à l'Institut Leibniz de cristallographie et polies au Centre australien d'optique de précision de manière si douce que la hauteur des saillies sur leur surface ne dépassait pas 98 nm. Pour leur production, du silicium-28 de haute pureté a été utilisé, isolé à l'Institut de chimie des substances de haute pureté de Nijni Novgorod de l'Académie des sciences de Russie à partir du tétrafluorure de silicium, hautement enrichi en silicium-28, obtenu à la conception centrale d'ingénierie mécanique. Bureau à Saint-Pétersbourg.
Ayant de tels objets pratiquement idéaux, il est possible de calculer avec une grande précision le nombre d'atomes de silicium dans la boule et ainsi de déterminer le nombre d'Avogadro. D’après les résultats obtenus, il est égal à 6,02214084(18)×10 23 mol −1 .
Relation entre constantes
- Grâce au produit de la constante de Boltzmann, la constante universelle des gaz, R.=kN UN.
- La constante de Faraday s'exprime par le produit de la charge électrique élémentaire et du nombre d'Avogadro, F=FR UN.
Voir aussi
Remarques
Littérature
- Numéro d'Avogadro // Grande Encyclopédie Soviétique
Fondation Wikimédia.
2010.
Voyez ce qu'est le « numéro d'Avogadro » dans d'autres dictionnaires : - (Constante d'Avogadro, symbole L), constante égale à 6,022231023, correspond au nombre d'atomes ou de molécules contenus dans une MOLE d'une substance...
Le numéro d'Avogadro Dictionnaire encyclopédique scientifique et technique - 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. Priède. priedas(ai) Grafinis formatas atitikmenys:… …
Le numéro d'Avogadro Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
- Avogadro konstanta statusas T sritis fizika atitikmenys : engl. constante d'Avogadro ; Le numéro d'Avogadro vok. Avogadro Constante, f; Avogadrosche Konstante, f rus. Constante d'Avogadro, f ; Le numéro d'Avogadro, n pranc. constante d'Avogadro, f; nombre… … Fizikos terminų žodynas Constante d'Avogadro (nombre d'Avogadro) - le nombre de particules (atomes, molécules, ions) dans 1 mole d'une substance (une mole est la quantité de substance qui contient le même nombre de particules qu'il y a d'atomes dans exactement 12 grammes de l'isotope du carbone 12), noté le symbole N = 6,023 1023. L'un des ... ... Les débuts
sciences naturelles modernes - (nombre d'Avogadro), le nombre d'éléments structuraux (atomes, molécules, ions ou autres) en unités. nombre de va en va (dans une jetée). Nommé en l'honneur de A. Avogadro, désigné NA. AP est l'un des éléments fondamentaux, indispensable pour déterminer le pluriel... Encyclopédie physique
- (numéro d'Avogadro ; noté NA), le nombre de molécules ou d'atomes dans 1 mole d'une substance, NA = 6,022045(31) x 1023 mol 1 ; nom nommé A. Avogadro... Sciences naturelles. Dictionnaire encyclopédique
- (nombre d'Avogadro), le nombre de particules (atomes, molécules, ions) dans 1 mole en va. Il est noté NA et est égal à (6,022045... Encyclopédie chimique
Na = (6,022045±0,000031)*10 23 le nombre de molécules dans une mole de n'importe quelle substance ou le nombre d'atomes dans une mole substance simple. Une des constantes fondamentales, à l'aide de laquelle vous pouvez déterminer des quantités telles que, par exemple, la masse d'un atome ou d'une molécule (voir... ... Encyclopédie de Collier
Connaissant la quantité d'une substance en moles et le nombre d'Avogadro, il est très facile de calculer combien de molécules sont contenues dans cette substance. Multipliez simplement le nombre d'Avogadro par la quantité de substance.
N=NA *ν
Et si vous venez à la clinique pour faire des tests, par exemple de glycémie, connaissant le nombre d’Avogadro, vous pouvez facilement compter le nombre de molécules de sucre dans votre sang. Eh bien, par exemple, l'analyse a montré 5 mol. Multiplions ce résultat par le nombre d'Avogadro et obtenons 3 010 000 000 000 000 000 000 000 de pièces. En regardant cette figure, on comprend clairement pourquoi ils ont arrêté de mesurer les molécules en morceaux et ont commencé à les mesurer en taupes.
Masse molaire (M).
Si la quantité d’une substance est inconnue, elle peut être trouvée en divisant la masse de la substance par sa masse molaire.
N=N UNE * m / M .
La seule question qui peut se poser ici est : « qu’est-ce que la masse molaire ? Non, ce n'est pas une masse de peintre, comme cela peut paraître !!! Masse molaire est la masse d'une mole d'une substance. Tout est simple ici, si une taupe contient des particules N A (ceux. égal au nombre Avogadro), puis en multipliant la masse d'une de ces particules m 0 par le nombre d'Avogadro, on obtient la masse molaire.
M=m 0 *N A .
Masse molaire est la masse d'une mole d'une substance.
Et c’est bien si c’est connu, mais et si ce n’est pas le cas ? Nous devrons calculer la masse d'une molécule m 0 . Mais ce n'est pas non plus un problème. Tu as seulement besoin de le savoir formule chimique et ayez le tableau périodique à portée de main.
Poids moléculaire relatif (Mr).
Si le nombre de molécules dans une substance est très grand, alors la masse d'une molécule m0, au contraire, est très petite. Par conséquent, pour faciliter les calculs, nous avons introduit masse moléculaire relative (Mr). Il s'agit du rapport entre la masse d'une molécule ou d'un atome d'une substance et 1/12 de la masse d'un atome de carbone. Mais ne vous laissez pas effrayer, pour les atomes, cela est indiqué dans le tableau périodique, et pour les molécules, il est calculé comme la somme des masses moléculaires relatives de tous les atomes inclus dans la molécule. Le poids moléculaire relatif est mesuré en unités atomiques masse (um), en termes de kilogrammes 1 amu = 1,67 10 -27 kg. Sachant cela, nous pouvons facilement déterminer la masse d'une molécule en multipliant la masse moléculaire relative par 1,67 10 -27.
m 0 = M r *1,67*10 -27 .
Poids moléculaire relatif- le rapport de la masse d'une molécule ou d'un atome d'une substance à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.
Relation entre la masse molaire et moléculaire.
Rappelons la formule pour trouver la masse molaire :
M=m 0 *N A .
Parce que m 0 = M r * 1,67 10 -27, on peut exprimer la masse molaire comme suit :
M=M r *N A *1,67 10 -27 .
Maintenant, si nous multiplions le nombre d'Avogadro N A par 1,67 10 -27, nous obtenons 10 -3, c'est-à-dire que pour connaître la masse molaire d'une substance, il suffit de multiplier sa masse moléculaire par 10 -3.
M=M r *10 -3
Mais ne vous précipitez pas pour faire tout cela en calculant le nombre de molécules. Si nous connaissons la masse d'une substance m, puis en la divisant par la masse de la molécule m 0, nous obtenons le nombre de molécules dans cette substance.
N = m / m 0
Bien entendu, compter les molécules est une tâche ingrate ; non seulement elles sont petites, mais elles sont également en mouvement constant. Au cas où vous vous perdriez, vous devrez recompter. Mais dans la science, comme dans l'armée, il existe un mot «doit», et c'est pourquoi même les atomes et les molécules étaient comptés...
