Koncept molární a molekulové hmotnosti. Molární hmotnost dusíku, vodíku a vzduchu

Hypotéza navržená starověkým řeckým filosofem Demokritusem o existenci nedělitelných elementárních částic, z nichž byla vytvořena veškerá záležitost, byla uznána vědci po patnácti staletích. Koncept molární hmotnosti chemické látky se nakonec začal formovat až na počátku 20. století. V tomto článku považujeme tuto koncepci za zaměření na molární hmotnost dusíku a vodíku.

Amedeo Avogadro a jeho zákon

Na počátku XIX. Století věda již prokázala, že všechny látky se skládají z drobných částic. Tyto částice se nazývají atomy nebo molekuly. V tomto případě byly oba termíny použity jako synonyma.

V této době provedl slavný italský právník, fyzik a matematik Amedeo Avogadro řadu experimentů s různými plyny, včetně vzduchu. Vědec přišel k úžasnému závěru, který se v současné době nazývá Avogadroovým zákonem pro plyny. Může být formulován následovně: za stejných podmínek mají stejné objemy plynů stejný počet částic, které je tvoří. Rovné podmínky jsou teplota a tlak.

Všimněte si, že samotný Avogadro nedokázal odhadnout počet částeček, které v něm naznačil, pro skutečné objemy. Hodnota tohoto zákona je však obrovská, protože říká, že bez ohledu na chemickou povahu atomů nebo molekul se chovají plyny stejným způsobem.

Avogadrova díla tehdy nebyla vážně brána v úvahu evropskými vědci. Trvalo několik desetiletí, než jsme si znovu pamatovali.

Zkušenosti Johanna Loshmidta a Jean Perrina

V roce 1865 provedl rakouský Johann Loshmidt řadu experimentů, které vedly k průměrnému průměru molekul vzduchu. Při znalosti této hodnoty byl schopen určit počet molekul na jednotku objemu. Loshmidtovy pokusy jsou považovány za první v historii měření počtu molekul v plynných směsích.

V roce 1909 provedl Francouz Jean Perrin experimenty, které vedly k určení počtu molekul v různých plynech pro různé objemy. V roce 1926 získal za tyto experimenty Nobelovu cenu za fyziku.

Perrin navrhl, aby základní jednotka pro jakékoliv chemické výpočty vzala počet atomů, která je obsažena v 1 gramu atomového vodíku. Následně, toto množství bylo nově definováno pro něj na 1/12 gramů uhlíku-12. Perrin navrhl volat tuto hodnotu číslo Avogadro.

Avogadrova konstanta a jednotka substance

Číslo Avogadro měřené Perrinem bylo N _A = 6,022 * 10 ²³ . To znamená, že pouze 1 gram atomového vodíku (H) nebo 2 gramy molekulárního vodíku (H2) obsahuje částice NA. Je zřejmé, že je nepohodlné pracovat s takovými počty v praxi. Proto se ve druhé polovině 20. století na jednom ze zasedání Mezinárodní komory váhy a míry rozhodlo zahrnout číslo Avogadro jako jednu ze 7 základních jednotek měření v SI. Tato jednotka se nazývá krtek.

Jeden mol je tedy počet částic tvořících látku (molekuly, atomy atd.), Který se rovná počtu N.

Koncepce molární hmotnosti

Molární hmotnost dusíku nebo jiné chemické látky je fyzikální veličina rovnající se hmotnosti jednoho molu částic. Tato hodnota je obvykle označena symbolem M _s , kde index označuje, která látka odpovídá hodnotě. Molární hmotnost se vyjadřuje v SI systému v kilogramech na mol. V praxi se však tyto jednotky používají jen zřídka. Nejběžněji se používají gramy na mol (g / mol).

Uveďme příklad. Nad tím bylo řečeno, že 2 g plynu H2 obsahují molekuly N _A. Pak dostaneme:

M _H2 = m (H2) / N _A.

Jelikož N _A je definice 1 mol, pak molární hmotnost molekulárního vodíku je 2 gramy.

Koncept molekulové hmotnosti

Na základě názvu je zřejmé, že molekulová hmotnost je hmotnost jedné molekuly určité chemické látky. Na rozdíl od molární hmotnosti je tato hodnota vyjádřena v SI v kilogramech (amu v praxi).

Při použití výše uvedeného příkladu s molekulárním vodíkem lze snadno vypočítat hmotnost molekuly H2. Vzhledem k tomu, že hmotnost N _A molekul je 2 gramy, pak pro jednu molekulu dostaneme:

M _H2 = m (H2) / N _A = 2 x 10 ^-3 [kg] / 6,022 * 10 ²³ = 3 321 x 10 ^-27 kg.

Pro atomový vodík, který má dvakrát menší hmotnost, bude zjištěná hodnota také dvakrát menší, to znamená:

M _H = M _H2 / 2 = 1,66 x 10 ^-27 kg.

Jak je vidět, typické množství atomů a molekul je velmi malé. S nimi je stejně nepohodlné provést výpočty jako u velkých čísel. Byla proto zavedena nová jednotka měření, která se nazývá atomová hmotnostní jednotka, nebo zkráceně a. e. m. Jeden a. m. odpovídá hmotnosti protonu, tj. M _H.

Díky této definici se molekulární a molekulární hmoty navzájem shodují numericky, ačkoli jejich měrné jednotky jsou odlišné. Například pro stejný vodík zjistíme, že molární hmotnost je 2 g / mol a molekulová hmotnost je 2 amu.

Všimněte si, že tyto hodnoty pro každý chemický prvek jsou měřeny a jsou uvedeny v periodické tabulce.

Izotopy a jejich účinky na molární a molekulární hmotnosti

Teoretické informace a výpočty uvedené v předchozích odstavcích článku uvádějí, že molární hmotnost atomu vodíku je 1 g / mol (atomová hodnota je 1 amu). Pokud se obrátíme k periodické tabulce, namísto čísla 1 pro H je hodnota 1,00794. Proč existuje nesoulad s číslem, které jsme obdrželi?

Odpověď na tuto otázku souvisí s existencí izotopů v přírodě - atomy, které obsahují stejný počet protonů (elektronů), ale různé počty neutronů. Protože hmoty protonu a neutronu jsou přibližně stejné, zjistíme, že množství izotopů chemického prvku se budou navzájem lišit. Například deuterium - vodík, sestávající z neutronu, protonu a elektronu, má již atomovou hmotnost 2 amu.

Atomová hmotnost uvedená v periodické tabulce pod každým prvkem je určitým průměrem M ¯ nad všemi izotopy nalezenými v přírodě. Lze jej vypočítat podle vzorce:

M ¼ = Σ _i (x _i * M _i ).

Zde _xi je relativní množství izotopu i ve směsi, M _i je jeho atomová hmotnost. Všimněte si, že tento vzorec může být použit k určení průměrné molární hmotnosti směsi plynů.

Molární a molekulová hmotnost dusíku

K určení hmotnosti dusíku je třeba nejdříve připomenout jeho chemický vzorec. Symbol dusíku v periodické tabulce odpovídá latinskému písmenu N (číslo 7). Pod ním vidíte, že atomová hmotnost dusíku je 14,0067 amu.

Dusíková molekula se skládá ze dvou atomů a je poměrně stabilní (vstupuje do chemické reakce za extrémních podmínek, například při výboji blesku v atmosféře). Pak zjistíme, že molární hmotnost dusíku je:

M _N2 = 2 x M _N = 14,0067 * 2 = 28,0134 g / mol.

Při chemických výpočtech se často používá hodnota 28 g / mol.

Pokud jde o molekulovou hmotnost dusíku, lze zjistit, zda připomínáme, že 1 mol jakékoliv látky obsahuje částice NA. Protože 1 mol N2 má hmotnost 28,0134 gramů, potom je hmotnost jedné z jeho molekul rovna:

M _N2 = 28,0134 * 10 ^-3 [kg] / 6,022 * 10 ²³ = 4,652 * 10 ^-26 kg.

Molární hmotnost směsi vzduchu

Ukážeme, jak je možné stanovit molární hmotnosti absolutně všech směsí plynů. K tomu je třeba znát následující údaje:

• Chemické složení směsi.
• Molární hmotnost každé složky v ní.
• Podíl každé složky ve směsi.

Průměrné složení vzduchu na naší planetě je následující (v atomových procentech):

• N ₂ 78,09.
• O ₂ 20,95.
• Ar 0,93.
• CO ₂ 0,04.

Nejprve vypočítáme molární hmotnost každé sloučeniny pomocí periodické tabulky. Molární hmotnost dusíku, kterou již víme, se rovná 28,0134 g / mol. Pro zbývající komponenty máme:

M02 = 31,9988 g / mol.

M _Ar = 39,948 g / mol.

MCO = 44,0095 g / mol.

Použitím vzorce pro průměrnou hmotnost pro všechny izotopy, které je také použitelné v tomto případě, získáme:

Mí = Σi ( _xi * M _i ) = 0,7809 * 28,0134 + 0,2095 * 31.9988 + 0,0093 * 39,948 + 0,0004 * 44,0095 = 28,9685 g / mol.

Často se výsledná hodnota zaokrouhluje na 29 g / mol.

Vzduch je tedy v průměru lehčí než všechny jeho složky kromě dusíku. Blízkost získané molekulové hmotnosti k N2 je způsobena tím, že téměř 80% vzduchu tvoří tento plyn.